ciencias de la naturaleza

Educación Secundaria para Personas Adultas
(E. S. P. A.)
CIENCIAS DE LA NATURALEZA
MÓDULO III – NIVEL II
(3º E. S. P. A.)
C. E. A “MAR MENOR”
Curso 2010-2011
1
La Física y la Química son ciencias experimentales porque utilizan la experiencia para
realizar sus estudios.
La Física es la ciencia que estudia cualquier cambio en la materia en el que no se
altera la naturaleza de la misma. La Física analiza, por ejemplo, los cambios de
estado, el movimiento de los cuerpos, las fuerzas…
La Química es la ciencia que estudia la composición, las
combinaciones y transformaciones de las sustancias que afectan
a su propia naturaleza. La Química se centra en las reacciones
químicas, la formación de nuevas sustancias, los procesos que
tienen lugar en un organismo vivo (bioquímica), la contaminación
y la purificación del aire…
Todos los ciudadanos necesitan tener unos conocimientos mínimos
sobre ciencia, para diferenciar los conocimientos científicos verdaderos
de los seudocientíficos o falsos y de esta forma tomar decisiones
informadas.
Comenzaremos a adquirir esos conocimientos científicos necesarios
estudiando la materia puesto que es importante conocer las propiedades que
poseen los materiales que nos rodean y el uso que la sociedad da a dichas
propiedades.
1. LA MATERIA Y SUS PROPIEDADES.
Ya sabemos que la Física y la Química son ciencias que estudian la composición de
la materia y las transformaciones que ésta puede experimentar pero, ¿qué es la
materia?
Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y que tiene masa.
Estudiar la materia puede parecer una tarea inabarcable, especialmente si tenemos en
cuenta que todo lo que nos rodea es materia, y que la materia está repartida por el
Universo.
Podemos describir la materia midiendo el valor de sus propiedades: masa, volumen,
densidad, color, olor… Clasificamos las propiedades de la materia de la siguiente
forma:
•
PROPIEDADES GENERALES: son aquellas cuyo valor
no sirve para identificar una sustancia. Son la masa, el
volumen y la temperatura.
•
PROPIEDADES ESPECÍFICAS: son aquellas que tienen
un valor propio y característico para cada sustancia. Por
ejemplo: densidad, punto de fusión, dureza, solubilidad en
agua, conductividad eléctrica, punto de ebullición…
2
El valor de las propiedades específicas depende del tipo de materia y no de la
cantidad de muestra que tengamos (el punto de ebullición del agua es 100º C,
independientemente de que tengamos 1litro u otro volumen). Un conjunto de
propiedades específicas sirve para identificar una sustancia.
Act. 1. De acuerdo con la definición anterior, ¿cuáles de los siguientes casos
consideras que son materia?
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
i.
Una piedra.
El hígado.
El peso del aire.
La inteligencia.
El cuerpo humano.
Una pila eléctrica.
La prisa.
Una célula.
El calor que desprende una
estufa.
j.
k.
l.
m.
n.
o.
p.
q.
r.
s.
Un pájaro.
Un recuerdo.
Vapor de agua.
El oxígeno.
Una célula.
El aire.
El Sol.
El canto de un pájaro.
Un folio.
El amor.
Act. 2. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas? Razonar las respuestas.
a.
b.
c.
d.
La materia es todo lo que nos rodea.
La materia es todo lo que se puede tocar.
Es materia aquello que puede verse.
Materia es lo que puede cambiar.
2. MAGNITUDES Y MEDIDA.
Llamamos magnitud a cualquier característica de la materia o de los cambios que
puede experimentar, que se puede medir, es decir, que se puede expresar con un
número y una unidad. Por ejemplo: la masa (30kg.), la temperatura (15ºC), el tiempo
(18 min.)…
Medir una magnitud es compararla con una cantidad de su
misma naturaleza, que llamaremos unidad, para ver
cuántas veces la contiene.
Para que el resultado de una medida sea adecuado, la
unidad empleada debe ser:
-
Constante: siempre la misma, en todos los lugares.
Universal: que pueda ser utilizada por cualquiera.
Fácil de reproducir: que resulte sencillo obtener muestras de esa unidad.
Las propiedades específicas, que nos permiten distinguir unas sustancias de otras
pueden ser de dos tipos:
•
CUALITATIVAS: propiedades que no se pueden medir, esto es, no se
pueden expresar con un número y una unidad. Por ejemplo: color, olor,
sabor, estado físico, opacidad…
•
CUANTITATIVAS: son aquellas propiedades que podemos expresar con
un número y una unidad, esto es, las podemos medir.
3
Llamamos magnitudes fundamentales a las más básicas, que se miden
directamente comparándolas con la unidad adecuada, y magnitudes derivadas, a las
que se obtienen en función de las fundamentales.
Para que los científicos se pusiesen de acuerdo en qué magnitudes eran
fundamentales y las unidades apropiadas para cada magnitud, en 1960, se estableció
el Sistema Internacional de unidades (S. I.) que estableció siete magnitudes
fundamentales:
Magnitud
Longitud
Masa
Tiempo
Temperatura
Cantidad de sustancia
Intensidad de corriente
Intensidad luminosa
Unidad
metro
kilogramo
segundo
grado Kelvin
mol
amperio
candela
Símbolo
m
kg
s
K
mol
A
cd
Algunas magnitudes derivadas del S. I. son la superficie (unidad → m2); el volumen
(unidad → m3 ); la densidad (unidad → kg/m3 ); la velocidad (unidad → m/s); la
aceleración (unidad → m/s2 ); la fuerza (unidad → N ); la presión (unidad →Pa ); la
energía (unidad → J )…
MASA, VOLUMEN Y DENSIDAD.
La masa es una propiedad general de la materia, es decir, cualquier cosa constituida
por materia debe tener masa. Además es la propiedad de la materia que nos permite
determinar la cantidad de materia que posee un cuerpo. La masa está relacionada
proporcionalmente con el peso, es decir, a mayor masa mayor es el peso del cuerpo.
Además de masa, los cuerpos tienen una extensión en el espacio. El volumen de un
cuerpo representa la cantidad de espacio que ocupa su materia y que no puede ser
ocupado por otro cuerpo. El volumen es una magnitud derivada. La capacidad de un
recipiente es su volumen interior. Se suele medir en litros (l).
La magnitud física que relaciona la masa y el volumen de un cuerpo es la densidad,
se define como el conciente entre la masa y el volumen que ocupa un cuerpo.
densidad =
masa
volumen
La densidad es una propiedad característica de la materia porque nos permite
identificar una sustancia pura y diferenciarla de otra.
Act. 3. Clasifica la siguiente lista en objeto, magnitud y cantidad: ventana, masa,
coche, cien kilómetros por hora, número de ruedas de un coche, altura, silla, un cuarto
de kilogramo, cero grados, precio.
Act. 4. Señala entre las siguientes propiedades las que son magnitudes físicas: la
presión atmosférica, la altura, la duración de una clase, el interés de un tema actual, el
volumen de un recipiente, la frecuencia de salida de un autobús, intensidad de una
tormenta.
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Act. 5. Si una mesa y una silla tienen la misma masa, ¿estarán hechas con el mismo
material?
Act. 6. ¿Tiene la misma densidad 2 g de plomo que 3278 Kg? ¿Por qué?
3. DIVERSIDAD DE LA MATERIA.
El aspecto que presenta la materia a nuestro alrededor es muy diverso. Las diferentes
formas en que se puede presentar la materia se llaman estados físicos y son sólido,
líquido y gas.
CARACTERÍSTICAS FUNDAMENTALES DE LOS TRES ESTADOS.
ESTADO
FORMA
VOLUMEN
FÍSICO
Tienen forma
Tienen volumen constante. Aunque puede
constante. Mantienen
aumentar ligeramente al calentarse
SÓLIDO
su forma si no
(dilatación) y disminuir si los enfriamos
aplicamos fuerza sobre
(contracción).
ellos.
Forma variable. Se
Tienen volumen constante. Aunque, como
LÍQUIDO
adaptan al recipiente
en los sólidos, se dilata con el calor y
que los contiene.
disminuye al enfriarlo.
No tienen volumen constante. Se expanden
Forma variable. Se
ocupando todo el espacio posible. Pueden ser
GAS
adaptan al recipiente
contenidos en cualquier recipiente, ya que
que los contiene.
pueden comprimirse reduciendo su volumen.
Para explicar los distintos estados de la materia y sus propiedades, los científicos han
ideado un modelo que representa cómo se comporta la materia por dentro. Este
modelo se basa en dos ideas que constituyen la TEORÍA CINÉTICA:
La materia está formada por pequeñas partículas que se hallan más o
menos unidas dependiendo del estado de agregación en que se encuentre.
Las partículas que forman la materia se encuentran en continuo
movimiento. Cuanto más rápido se mueven, mayor es la temperatura de la
sustancia.
Act. 7. ¿Qué cambios de estado se dan en estas situaciones?
a.
b.
c.
d.
Cubrimos una pizza con queso y la introducimos en el horno.
Al amanecer, las plantas están cubiertas de rocío.
Hierve un caldo de sopa.
La naftalina que usamos para conservar nuestras prendas de ropa desprende
un fuerte olor.
e. Metemos una tarrina de helado recién preparado en el congelador.
Act. 8. ¿Ocupa un kilogramo de aire siempre el mismo volumen? ¿Por qué?
Act. 9. Algunos ambientadores líquidos se comercializan en recipientes que se
enchufan directamente a la red eléctrica. ¿Sabrías explicar qué cambio de estado se
produce en el ambientador al enchufar el dispositivo?
Act 10. ¿Por qué tendemos la ropa estirada para secarla?
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LOS ESTADOS DE LA MATERIA SEGÚN LA TEORÍA CINÉTICA.
SÓLIDO. Los sólidos no se expanden ni se
comprimen y, tienen forma y volumen constantes.
Las partículas están fuertemente unidas, muy
juntas, formando una estructura rígida. Al moverse
no cambian de posición, sólo pueden vibrar, es
decir, moverse ligeramente sin cambiar de posición relativa.
LÍQUIDO. Los líquidos no se expanden y se
comprimen con dificultad. Tienen volumen constante
pero la forma es variable. Las partículas de los líquidos
están menos unidas, más separadas y menos
ordenadas que las de los sólidos. Su estructura no es
rígida y las partículas pueden desplazarse unas sobre otras, lo que
permite a los líquidos cambiar de forma y fluir.
GAS. Los gases se expanden, se comprimen y tienen forma y volumen
variables. Las partículas de los gases no están unidas, se encuentran
aisladas y se pueden mover libremente. Por eso los gases no tienen
forma propia y ocupan todo el espacio disponible.
4. LOS CAMBIOS DE ESTADO.
Cada sustancia se encuentra en la Naturaleza en un estado determinado. Por ejemplo,
el carbón aparece en estado sólido, el dióxido de carbono (CO2) se encuentra en
estado gaseoso y el mercurio, líquido. El agua puede presentarse en la Naturaleza en
los tres estados y otros materiales suelen presentarse en la Naturaleza en un estado
concreto pero, bajo determinadas condiciones, cambian. Por ejemplo, el hierro se
encuentra en estado sólido pero a temperaturas muy elevadas pasa a estado líquido;
lo mismo les ocurre a las rocas, que tras las altísimas temperaturas a las que se ven
sometidas en el interior de la Tierra pasan de un estado sólido a otro líquido (lava).
El estado físico en que se presenta una sustancia depende de las condiciones en las
que se encuentre, principalmente, de la temperatura. Si la temperatura cambia, una
sustancia puede pasar de un estado a otro, decimos que se ha producido un cambio
de estado. Un cambio de estado es la evolución de la materia entre varios estados
de agregación sin que ocurra un cambio en su composición.
En el esquema siguiente mostramos el nombre de los cambios de estado:
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En los cambios de gas a sólido se pierde energía (condensación, solidificación y
sublimación regresiva), mientras que para que se produzcan los cambios de sólido
a gas es necesario comunicar energía (fusión, vaporización y sublimación).
Durante un cambio de estado la temperatura no varía, aunque sigamos
suministrando calor o enfriando la sustancia, porque la energía se invierte en
modificar la estructura interna de la sustancia.
La temperatura a la que se produce el cambio de estado de sólido a líquido se
llama temperatura o punto de fusión. La temperatura de fusión y de solidificación
son coinciden.
La vaporización puede producirse de dos maneras: por evaporación o por
ebullición.
-
La temperatura a la que una sustancia cambia de líquido a gas se
llama temperatura o punto de ebullición. Afecta a toda la masa
del líquido y se mantiene constante durante el cambio de estado. El
punto de ebullición coincide con el punto de condensación.
-
Cuando el líquido pasa a estado gaseoso a una cierta temperatura, que no
afecta a toda la masa del líquido, se produce el proceso de evaporación, que
ocurre a cualquier temperatura.
Cada sustancia tiene una temperatura de fusión y ebullición características, por lo que
podemos utilizar los valores de estas temperaturas para distinguir unas sustancias de
otras, se trata de propiedades específicas de la materia que nos permiten identificarla.
Ejemplos:
Sustancia Temperatura de fusión (º C) Temperatura de ebullición (º C)
Agua
0
100
Alcohol
– 117
78
Hierro
1539
3000
Mercurio
– 38
357
La sublimación es un cambio de estado poco frecuente en la Naturaleza. Podemos
apreciarlo en otro tipo de sustancias, por ejemplo, en los ambientadores sólidos.
LOS CAMBIOS DE ESTADO Y LA TEORÍA CINÉTICA.
La teoría cinética también nos permite explicar los cambios de estado:
Cuando un sólido se calienta, las partículas adquieren más energía y se
mueven más rápidamente hasta que se separan, transformándose en un
líquido. Toda la energía que se comunica a la sustancia se invierte en vencer
las fuerzas que unen las partículas del sólido para llegar al estado líquido, en
el que las fuerzas que mantienen unidas las partículas son menores que en el
sólido.
Si seguimos calentando, llega un momento en que las partículas del líquido
están tan separadas que se escapan unas de otras y se transforma en gas,
mezclándose con las partículas del aire. Toda la energía que se comunica a la
sustancia se invierte en vencer las fuerzas que mantienen unidas las
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partículas en el líquido, ya que en estado gaseoso esas fuerzas son mucho
menos intensas.
En la superficie de los líquidos, siempre hay alguna partícula que puede tener
la energía suficiente para escapar, sea cual sea el valor de la temperatura,
ésta es la razón de que los líquidos se puedan evaporar a cualquier
temperatura.
Si
aumenta
la
temperatura
del
cuerpo, las moléculas
adquieren
mayor
energía
vibran más
rápidamente y pueden
romper la fuerzas de
atracción
que
los
mantienen
unidas.
Entonces
Estado líquido.
AGUA
Las moléculas:
están ordenadas al
azar
y
algo
separadas unas de
otras.
se pueden mover
libremente
unas
alrededor de otras.
Están sometidas a
pequeñas fuerzas
de atracción que
pueden romper
tienen
mayor
vibración
Distribución molecular
Al seguir aumentando
la temperatura del
líquido, las moléculas
adquieren
mayor
vibración, rompen sus
fuerzas de atracción y
se separan más unas
de otras. Entonces
El agua se convierte en vapor. El agua se vaporiza
La vaporización es el paso de un líquido a gas
Estado sólido:
HIELO
Las moléculas:
están
muy
ordenadas
de
forma regular y
muy juntas.
tienen muy poco
espacio
para
moverse.
están sometidas a
grandes fuerzas de
atracción que no
pueden romper.
tienen
poca
vibración
Distribución molecular
El hielo se convierte en agua. El hielo se funde
La fusión es paso de un sólido a líquido
En el cuadro que sigue se muestra la teoría cinética de la materia aplicada al agua.
Estado gaseoso:
VAPOR
Las moléculas:
están ordenadas al
azar
y
muy
separadas unas de
otras.
se
mueven
libremente en todas
direcciones.
no
experimentan
fuerzas
de
atracción.
tienen
mucha
vibración y gran
velocidad.
Distribución molecular
Si la temperatura sigue
aumentando,
las
moléculas se mueven
más
y
más
rápidamente.
8
Act. 11. ¿A qué se debe la presión que ejercen los gases contenidos en un recipiente
cerrado? Indica y explica la respuesta correcta.
a. A que están formados por un enorme número de partículas muy apretadas.
b. A que las partículas chocan entre sí y rebotan.
c. A que las partículas constituyentes se mueven a gran velocidad.
d. A que las partículas chocan continuamente con las paredes del recipiente.
Act. 12. La olla rápida sirve para cocinar los alimentos en poco tiempo, gracias a la
alta presión que se alcanza en su interior.
a. ¿Cómo explicas, basándote en la teoría cinética, que se consiga esa elevada
presión?
b. ¿Por qué es necesario enfriar la olla antes de abrirla?
Act. 13. La presión de los neumáticos de un coche debe medirse en frío, pues cuando
se calientan por el uso se obtiene un valor más alto del que realmente tienen. ¿A qué
se debe este hecho?
Act. 14. ¿Puede ejercer presión un gas que no esté contenido en un recipiente
cerrado? Justifica tu respuesta.
1. Define materia. ¿Son los gases materia? ¿Por qué? Pon ejemplos de cosas
que no se puedan definir como materia.
2. ¿Qué es la masa de un cuerpo? ¿Se puede diferenciar un tipo de sustancia de
otro midiendo su masa? ¿Y conociendo su dureza y su brillo? Responder
razonadamente.
3. Relaciona la columna de la izquierda con la de la derecha mediante flechas.
Masa
Color
Propiedad General
Densidad
Volumen
Dureza
Propiedad característica
Olor
Longitud
Superficie
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4. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas? Razonar las respuestas.
a)
b)
c)
d)
La materia en cualquier estado tiene masa.
La materia en cualquier estado tiene volumen fijo.
La materia en cualquier estado tiene forma propia.
La materia en cualquier estado ocupa un lugar en el espacio.
5. Completa la siguiente tabla:
Propiedades
Sólidos
Líquidos
Gases
Volumen
Forma
Disposición de
partículas
6. ¿Qué es un cambio de estado? ¿Cómo se puede saber cuando se está
produciendo un cambio de estado? Enumera los cambios de estado que tienen
lugar por calentamiento y los que tienen lugar por enfriamiento.
7. Describe qué cambio de estado se produce en las siguientes situaciones:
-
Cuando por la mañana se forma niebla cerca de un río.________________
Cuando se forma granizo. _______________________________________
Cristales que se empañan._______________________________________
Escarcha en la ventana._________________________________________
Bolas de naftalina en la ropa contra las polillas._______________________
Cuando nos bañamos y nos secamos al sol._________________________
La pared exterior de un vaso que contiene cubitos de hielo se cubre de
agua.________________________________________________________
El mercurio de un termómetro baja cuando lo introducimos en
hielo.________________________________________________________
8. ¿Cómo está formada la materia según la teoría cinética?
9. Completa la tabla poniendo SI o No.
Sólido
Líquido
Gas
Sus partículas se mueven caóticamente.
Tiene forma propia.
Fluye.
Sus partículas están muy ordenadas aunque
vibran.
Es un estado de la materia.
Ocupa un lugar en el espacio.
10. Completa la frase.
Mientras se está produciendo un ______________________ en una sustancia,
la _______________ no varía porque todo el calor (la _____________) que se
proporciona se invierte en debilitar las uniones entre sus _______________.
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11. ¿Cuál es el estado de estas sustancias a temperatura ambiente?
Sustancia
Estado
Aceite de oliva
Unas tijeras y unas
llaves
El butano cuando
sale de la
bombona
El petróleo
Lo que hay dentro
de un globo
12. Indica si cada enunciado es verdadero (V) o falso (F).
•
•
•
•
•
•
En el estado de gas, las moléculas ocupan todo el espacio del que
disponen.
Las moléculas de los líquidos se agitan más que la de los sólidos.
Sólo existen tres estados físicos: sólido, líquido y gaseoso.
La dilatación de un cuerpo no supone aumento de su volumen.
Si a un gas se le baja la temperatura se condensa en líquido.
Un sólido no puede pasar directamente a gas.
13. Escribe las palabras en la columna con la que creas que están relacionadas:
gota, corteza, agua, humo, licor, plástico, miel, aire, aroma, oxígeno, arena,
sangre, lágrimas, sal, viento.
Sólido
Líquido
Gas
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14. Indica si las siguientes propiedades corresponden a sólidos, líquidos o gases:
-
Adquiere la forma del recipiente que lo contiene._____________________
Se comprime fácilmente.________________________________________
Fluye._______________________________________________________
Tiene volumen fijo. ____________________________________________
Se expande con facilidad. _______________________________________
Tiende a ocupar todo el recipiente. ________________________________
15. Sobre cada flecha del dibujo, indica el nombre que corresponde al cambio de
estado que se efectúa.
16. Indica de qué estado de agregación se trata en cada caso:
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
Es un fluido
Tiene forma definida
Sus partículas se deslizan unas sobre otras
Las partículas mantienen siempre constante la distancia entre ellas
Su volumen es variable
Las partículas solo vibran en torno a su posición de equilibrio
Son fácilmente compresibles
Ocupan todo el volumen de que disponen
17. ¿A qué estados de la materia corresponde cada uno de los siguientes dibujos?
¿Por qué?
18. ¿Qué cambia del agua cuando la echamos de una botella a un cubo?
a. Su forma.
b. Su volumen.
c. Su masa.
19. ¿Qué cambia de un gas cuando lo hacemos pasar de una bombona a un
globo?
a. Su forma.
b. Su volumen.
c. Su masa.
12
20. ¿Qué cambia de una piedra cuando la metemos en una caja oscura?
a. Su forma.
b. Su volumen.
c. Su masa.
21. Indica alguna sustancia que pueda encontrarse en la Naturaleza en los tres estados.
22. Completa la tabla siguiente poniendo SI o NO.
Sólido
Líquido
Gas
Sus partículas se mueven más al aumentar su
temperatura
Su paso a líquido se llama condensación
Su paso a sólido se llama solidificación
Su paso a líquido se llama fusión
Su paso a gas se llama vaporización
Su paso a gas se llama sublimación
23. Los líquidos se diferencian de los sólidos y los gases en:
a. El tamaño y la velocidad de sus partículas.
b. El tamaño de sus partículas.
c. La velocidad de sus partículas.
24. ¿De dónde procede en vapor de agua que hay en la atmósfera? ¿Aparece como
consecuencia de un proceso de evaporación o de ebullición?
25. ¿Por qué un rotulador destapado se va quedando sin tinta?
26. Si el punto de ebullición del alcohol es 78º C, ¿en qué estado se encontrará a 105 º C?
27. Indica si es verdadero o falso, justificando la respuesta.
a. Un trozo de hierro es más denso en estado sólido que en estado liquido.
b. Un trozo de hierro tiene más masa en estado sólido que en estado líquido.
c. Un trozo de hierro ocupa más volumen que la misma cantidad en estado líquido.
28. Una inspectora viene a revisar nuestra instalación de gas en la cocina, y al informarle
de que queremos utilizar gas butano, nos comunica que la rejilla de ventilación está
mal colocada, pues debería estar en la parte baja de la cocina y nosotros la tenemos
en la zona más alta, próxima al techo. Sabiendo que la densidad del aire es 0,001293
g/cm3 y que la del gas butano es 0,5787 g/cm3:
a. Da una explicación científica a este hecho.
b. ¿Por qué en algunas cocinas existen rejillas de ventilación junto al techo?
29. Los bomberos saben bien que en la extinción de un incendio de combustibles líquidos
(como la gasolina, el gasóleo o el aceite) no deben utilizar agua, pues el incendio se
extendería aún más. Para este tipo de incendios se usa espuma, que aísla el fuego del
oxígeno, lográndose de este modo la extinción. ¿Por qué no se utiliza el agua y, sin
embargo, la espuma sí?
13
1. SUSTANCIAS PURAS.
Una observación de la materia que nos rodea nos permite darnos cuenta de que la mayoría de
las veces es muy difícil encontrar ejemplos de sustancias puras.
Sustancia pura es aquella materia cuya composición no cambia cualesquiera que sean las
condiciones físicas en las que se encuentre. Por ejemplo, el agua es una sustancia pura ya
que su composición es siempre la misma, en estado sólido, líquido o gas.
Una sustancia pura no se puede descomponer en otras sustancias más sencillas utilizando
solamente procedimientos físicos.
Una sustancia pura puede descomponerse en otras sustancias
más simples utilizando procedimientos químicos. Por ejemplo,
el agua puede descomponerse, mediante una corriente eléctrica
(electrolisis del agua), en hidrógeno y oxígeno, dos nuevas
sustancias cuya composición y propiedades son distintas a las
del agua, pero no hay ningún procedimiento que nos permita
descomponer el hidrógeno y el oxígeno en otras sustancias
más simples.
Así, dentro de las sustancias puras distinguimos dos tipos:
COMPUESTOS. Son sustancias
puras que se pueden descomponer en otras más simples por
medio de un proceso químico.
ELEMENTOS. Son sustancias puras que no se pueden
descomponer en otras más simples por ningún procedimiento.
Act. 1. ¿Son los elementos químicos las sustancias más simples que se pueden encontrar en
la naturaleza? Responder razonadamente.
Act. 2. ¿Cómo se puede demostrar que el agua destilada es una sustancia pura? ¿Cómo
demostrar que no es un elemento?
Act. 3. Localizar la afirmación correcta:
a.
b.
c.
d.
Una sustancia pura es aquella que se puede descomponer en otras más sencillas.
Si una sustancia compleja se puede descomponer en otras se llama sustancia pura.
Toda sustancia que resulte de la descomposición de otras se llama elemento.
Toda sustancia pura que se puede descomponer en otras se llama compuesto.
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2. MEZCLAS.
Las distintas sustancias que existen se pueden mezclar. Al mezclarlas, no obtenemos una
sustancia distinta y las distintas sustancias que forman la mezcla conservan sus propiedades y
se pueden separar por procedimientos físicos (filtración, decantación, destilación…)
Mezcla es aquella materia que resulta de la combinación de varias sustancias puras que se
pueden separar utilizando procedimientos físicos.
Podemos distinguir dos tipos de mezclas:
Mezcla heterogénea: es una mezcla en la que es
posible distinguir sus componentes por procedimientos
ópticos. Por ejemplo una pizza, el granito (a simple vista
se pueden distinguir sus componentes, cuarzo,
feldespato y mica), una ensalada, una mezcla de sal y
arena…
Mezcla heterogénea
Mezcla homogénea o disolución: es una mezcla en la que
no es posible distinguir sus componentes por procedimientos
ópticos convencionales. Por ejemplo, alcohol y agua, agua
con azúcar, lejía, refrescos con gas…
Mezcla homogénea
Pero no siempre es fácil distinguir una mezcla homogénea (disolución) de otra heterogénea. El
agua del mar y el agua con azúcar son ejemplos típicos de disoluciones. ¿Dirías lo mismo de
la salsa mayonesa, el Ketchup o la gelatina? A simple vista parecen mezclas homogéneas,
pero no lo son; son mezclas heterogéneas denominadas coloides.
Un coloide es una mezcla heterogénea que dispersa la luz (efecto Tyndall). Por ejemplo:
salsa de tomate, puré de verduras, gel de baño, gelatina, la niebla… Las disoluciones son
mezclas homogéneas y no dispersan la luz.
Los coloides son mezclas heterogéneas en las que hay un componente en mayor proporción
en el que se encuentra disperso otro u otros que están en menor proporción. Los distintos
coloides se diferencian en el tamaño de las partículas que están dispersas.
Un caso particular de coloide, muy usual en la vida cotidiana, son las
emulsiones. En una emulsión las partículas que están en menor proporción se
mantienen dispersas gracias a una tercera sustancia llamada emulsionante.
Un ejemplo es la mayonesa que se hace con huevo, aceite y sal y jugo de
limón. Las partículas de agua de la mezcla se mantienen dispersas en el
aceite gracias a la lecitina, una sustancia que está presente en la yema del
huevo y que actúa como emulsionante (su molécula se une, por una parte, a la
grasa y por otra, al agua); si no estuviese la lecitina, el agua y el aceite
terminarían por separarse (como ocurre en el aliño de la ensalada).
En la industria alimentaria es muy frecuente el uso de sustancias emulsionantes para dar
mejor apariencia al producto. Por ejemplo, seguro que has observado que en el tomate frito
casero, cuando pasa un cierto tiempo, se separa el aceite, en cambio, en el tomate frito
industrial esto no sucede nunca. El tomate frito industrial contiene un emulsionante que mejora
su aspecto.
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MATERIA
SUSTANCIAS PURAS
SUSTANCIAS SIMPLES
(ELEMENTOS)
COMPUESTOS
MEZCLAS
HOMOGÉNEAS
(DISOLUCIONES)
HETEROGÉNEAS
Act. 4. Clasifica las siguientes sustancias que podemos encontrar en casa: alcohol al 96%, azúcar,
sal, ventana de aluminio, cable de cobre, salsa mayonesa, adorno de bronce, martillo de hierro,
aire, agua del grifo, anillo de oro, suelo de granito y tijeras de acero.
Compuesto
Elemento
Mezcla
homogénea
Mezcla
heterogénea
Act. 5. Completa:
a. Las sustancias puras solo tienen __________________________.
b. Las sustancias puras pueden ser de dos tipos: ________________ y
__________________.
c. Los compuestos se pueden _________________ en sustancias más _____________ y
al hacerlo dejan de ser _______________.
d. Algunos
ejemplos
de
compuestos
son:
___________________,
_____________________ y __________________.
e. Los elementos no se pueden ___________ en sustancias más_____________.
f. Escribe el nombre de algunos de los elementos que conozcas _____________
______________________________________________________________.
Act. 6. Une con flechas:
LAS MEZCLAS
Tienen varios componentes.
LAS SUSTANCIAS PURAS
Pueden separarse en sustancias más sencillas.
LOS COMPUESTOS
Tienen un solo componente.
LOS ELEMENTOS
No pueden separarse en sustancias más sencillas.
Pueden ser elementos y compuestos.
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3. MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS.
Las sustancias puras que forman una mezcla se pueden separar utilizando procedimientos
físicos. El método empleado para ello depende fundamentalmente del tamaño de las
partículas y de las propiedades de las sustancias que queremos separar.
No existen recetas, la imaginación y el ingenio juegan un papel importante en la decisión. Es
muy frecuente que se tengan que combinar varios métodos, aunque de forma general se
puede decir:
La decantación es apropiada para
separar dos líquidos inmiscibles (que no
se pueden mezclar) con distinta
densidad. Por ejemplo, agua y aceite.
El embudo de decantación tiene una
válvula en la parte inferior. Cuando los
dos
líquidos
están
claramente
separados, la válvula se abre y sale el
líquido de mayor densidad. Es
importante tirar la frontera entre los dos
líquidos (interfase).
Embudo de decantación con aceite y agua
▪
La filtración se usa para separar un
sólido insoluble del líquido con el que
está en contacto. Por ejemplo, una
mezcla de arena y agua.
Filtración
La destilación la usaremos para separar mezclas de líquidos con distinto punto de
ebullición. La mezcla se introduce en un recipiente y se calienta. Cuando se alcanza la
temperatura de ebullición del primer líquido, éste se convierte en vapor que se hace
pasar por un tubo refrigerado en el que se enfría y condensa. Se recoge en estado
líquido como sustancia pura.
Observemos que un líquido sometido a ebullición debe conservar invariable la
temperatura a la que hierve, sin embargo, si es una mezcla, la temperatura de
ebullición irá aumentando a medida que el líquido va perdiendo su componente más
volátil (el líquido de menor punto de ebullición).
17
Destilación
La cristalización es usada para separar sólidos
disueltos en líquidos. En general, las sustancias
sólidas se disuelven mejor en caliente que en frío. Si
disolvemos la mayor cantidad posible de un sólido en
agua caliente y dejamos que la disolución enfríe, al
evaporarse el líquido, el sólido disuelto formará
cristales.
La cristalización se utiliza en las salinas marinas para
obtener la sal del agua de mar. La mayoría de las
salinas están ubicadas a orillas del mar y en zonas
con temperaturas medias – altas para favorecer la
evaporación del agua.
Un concepto clave para elegir un método de separación u otro es investigar las
propiedades de las sustancias disueltas y aprovechar las diferencias para efectuar la
separación.
Otros métodos de
frecuentemente son:
separación
de
mezclas
usados
La criba es un procedimiento idóneo para separar mezclas
de sólidos en los que uno de los componentes presentes en
la mezcla tiene un tamaño de partícula muy distinto del otro.
Por ejemplo, arena y grava.
Criba
18
La separación magnética o imantación es un
indicado cuando uno de los componentes de la
metal ferromagnético (hierro, níquel, cobalto) que
resto empleando un imán. Por ejemplo, azufre
limaduras de hierro.
La cromatografía es la técnica utilizada para separar los distintos
componentes de una mezcla homogénea aprovechando su
distinta afinidad por un disolvente.
procedimiento
mezcla es un
se separa del
mezclado con
La centrifugación es un método por el que se pueden separar
sólidos de líquidos de diferente densidad mediante una
centrifugadora, la cual imprime a la mezcla un movimiento
rotatorio con una fuerza mayor que la de la gravedad
provocando la sedimentación de los sólidos o de las partículas
de mayor densidad. Resulta muy útil para la separación de
moléculas.
Centrifugadora
Act. 7. El azufre es un sólido de color amarillo insoluble en agua. Teniendo en cuenta este
dato, ¿cómo puedes separar una mezcla sólida de azufre y sal?
Act. 8. Una sustancia es calentada hasta que se produce un cambio de estado y se
observa que la temperatura permanece un invariante durante el proceso, ¿sería una
sustancia pura o una mezcla?
Act.9. Tenemos una mezcla de cristalitos de sal común y cristalitos de yodo. Sabiendo que
la sal se disuelve en agua y no en alcohol y el yodo se disuelve en alcohol pero no en
agua, ¿cómo separarías los cristales de sal y los de yodo?
Act. 10. Al calentar hasta la ebullición el agua, ésta desaparece del recipiente.
¿Significa esto que el agua se ha descompuesto en sus componentes?
4. MEZCLAS HOMOGÉNEAS. DISOLUCIONES.
Las sustancias en la naturaleza se encuentran puras en pocas ocasiones; normalmente se
presentan mezcladas como mezclas homogéneas: disoluciones.
Una disolución es una mezcla homogénea (los componentes no
se pueden distinguir empleando métodos ópticos convencionales)
de dos o más sustancias. En una disolución: el disolvente, es el
componente que está en mayor proporción: y el soluto, es el
componente (o componentes) que está en menor proporción. La
disolución es, pues, el conjunto formado por el soluto y el disolvente.
Las disoluciones pueden estar compuestas por dos o más sustancias, cada una de las cuales
puede presentarse en un estado físico distinto.
19
En el cuadro siguiente se muestran ejemplos de disoluciones en diferentes estados físicos:
Disolvente
GAS
LÍQUIDO
SÓLIDO
Soluto Disolución
GAS
GAS
GAS
LÍQUIDO
LÍQUIDO LÍQUIDO
SÓLIDO
LÍQUIDO
SÓLIDO
SÓLIDO
Ejemplo
Aire
Refrescos con gas
Agua y alcohol
Agua y azúcar
Aleaciones
( Bronce, es una aleación de cobre y estaño;
acero, es una aleación de hierro y carbono)
En la mayoría de las ocasiones trabajaremos con disoluciones en las que el disolvente es un
líquido y el soluto es un sólido o un líquido.
Ahora bien, ¿cuánto soluto se puede disolver en una cantidad determinada de
disolvente? Podemos contestar que una cantidad máxima. Si vamos añadiendo
soluto (por ejemplo, azúcar al agua) observamos que al principio se disuelve sin
dificultad pero, si seguimos añadiendo, llega un momento
en el que el disolvente no es capaz de disolver más soluto
y éste permanece en estado sólido, “posado” en el fondo
del recipiente.
Se llama solubilidad de una sustancia a la cantidad máxima de soluto
que se puede disolver en un disolvente determinado.
Podemos clasificar las disoluciones en función de la cantidad de soluto que hay en relación al
disolvente. Así tendremos:
Una disolución diluida es
aquella en la que hay poco
soluto en relación al disolvente.
Una disolución concentrada
es aquella en la que hay mucho
soluto en relación con el
disolvente.
Una disolución saturada es
aquella que no admite más
cantidad de soluto.
La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del soluto y del disolvente, de la
temperatura y de la presión. Habitualmente, la solubilidad de los sólidos en los líquidos
aumenta con la temperatura. No obstante, hay otras sustancias cuya solubilidad apenas varía
con la temperatura.
A diferencia de lo que sucede con los sólidos, la solubilidad de los gases
en los líquidos disminuye a medida que aumenta la temperatura. Esto
quiere decir que, si tenemos una disolución saturada de un gas en un
líquido y la calentamos, como la solubilidad disminuye con la temperatura,
se formarán burbujas gaseosas que escapan de la disolución (es lo que
sucede, por ejemplo, cuando sacamos un refresco con gas, CO2, del
frigorífico).
20
Act. 11. Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas? Razonar las respuestas.
a. Las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas y saturadas.
b. Las disoluciones diluidas contienen mayor cantidad de soluto que las
concentradas.
c. Las disoluciones diluidas contienen una cantidad muy pequeña de soluto.
d. Las disoluciones saturadas no pueden contener más cantidad de soluto.
Act. 12. Redacta un texto en el que aparezcan obligatoriamente estos términos: disolución,
homogénea, disolvente, soluto, saturada, concentrada, diluida, sobresaturada.
Act. 13. Una disolución saturada contiene 2,08 g de sulfato de calcio en 1 litro de agua.
¿Cómo se clasifica una disolución que contiene 1,9 g de este compuesto por litro de agua?
¿Qué aspecto tiene la mezcla de 1 litro de agua y 5 g de sulfato de calcio?
Act. 14. La solubilidad de una sustancia A en etanol a 18 °C es 32. ¿Qué significa este dato?
¿Qué ocurre si mezclamos 15 g de esta sustancia con 150 g de etanol a esa temperatura?
5. CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN.
Como las disoluciones se pueden preparar, tal y como acabamos de ver, mezclando
cantidades variables de soluto y disolvente, se hace necesario establecer una forma para
indicar estas cantidades.
La concentración de una disolución indica la cantidad de soluto que hay en una cantidad
determinada de la disolución.
La importancia de la concentración de una disolución es vital. En el cuerpo
humano, por ejemplo, la sangre siempre debe tener una determinada
concentración de azúcar (glucosa); las bebidas también han de tener la
concentración constante para conservar el mismo sabor; las aleaciones
metálicas presentarán propiedades distintas según la concentración…
Cuando preparamos una disolución, nos interesa conocer en qué proporción se encuentran el
soluto y el disolvente.
Veamos distintos modos de expresar la concentración de una disolución:
PORCENTAJE EN MASA. El porcentaje en masa nos indica la masa de soluto que
hay en 100 unidades de masa de disolución. También se llama riqueza de soluto. Se
calcula a partir de la siguiente expresión:
% en masa de soluto =
(Masa de soluto ) ⋅ 100
Masa de disolución
Se utiliza este modo de expresar la concentración cuando las cantidades de las sustancias
que forman la disolución se miden en unidades de masa (g, kg…).
La masa del soluto y la del disolvente se deben expresar en las mismas unidades.
UN PORCENTAJE NO TIENE UNIDADES.
21
Ejemplo:
Se ha preparado una disolución añadiendo 10 g de azúcar y 5 g de sal a 100 g de agua.
Calcular:
a) El porcentaje en masa del azúcar.
b) El porcentaje en masa de sal.
---------------------------------------------------------------Para el azúcar:
% en masa de azúcar =
10 ⋅ 100
1000
=
= 8,70% de azúcar.
(10 + 5 + 100 ) 115
La masa de la disolución es la suma de las
masas de sus tres componentes: azúcar, sal y
agua.
Para la sal:
% en masa de sal =
5 ⋅ 100
500
=
= 4,35% de sal.
(10 + 5 + 100 ) 115
PORCENTAJE EN VOLUMEN. El porcentaje en volumen nos indica el volumen de
soluto que hay en 100 unidades de volumen de disolución. Se calcula a partir de la
siguiente expresión:
% en volumen de soluto =
( Volumen de soluto ) ⋅ 100
Volumen de disolución
Se utiliza este modo de expresar la concentración cuando las cantidades de las sustancias
que forman la disolución se miden en unidades de volumen (ml, l…).
El volumen del soluto y el del disolvente se deben expresar en las mismas unidades. UN
PORCENTAJE NO TIENE UNIDADES.
Ejemplo:
Se ha preparado una disolución añadiendo 10 ml de alcohol a 100 ml de agua. Calcula el
porcentaje en volumen de alcohol.
---------------------------------------------------------------% en volumen de alcohol =
10 ⋅ 100
1000
=
= 9,09% de alcohol.
(100 + 10 ) 110
El volumen de la disolución es la suma de
los volúmenes de sus dos componentes:
alcohol y agua.
22
PORCENTAJE DE ALCOHOL EN BEBIDAS ALCOHÓLICAS. La O. M. S. define como
alcoholismo la ingestión diaria de alcohol superior a 50 g en la mujer y 70 g en el hombre.
Bebida
Porcentaje en volumen de alcohol Gramos de alcohol en 100 ml de bebida
Cerveza
3,5 – 5
3–4
Sidra
4
3
Vino
10 – 15
8 – 12
Cava
12
9
Vino dulce
15 – 22
12 – 17
Vermut
16 – 24
13 – 19
Pacharán
28
22
Whisky
35 – 40
28 – 32
Anís
40
32
Ron, vodka
40
32
CONCENTRACIÓN EN MASA. La concentración en masa nos indica la masa de
soluto que hay en cada unidad de volumen de disolución. Se calcula a partir de la
siguiente expresión:
Concentración en masa de soluto =
Masa de soluto
Volumen de disolución
Se utiliza este modo de expresar la concentración cuando el soluto es un sólido, y su cantidad
se mide en unidades de masa, y el disolvente es un líquido, y su cantidad se mide en unidades
de volumen.
En el S. I. debe medirse en kg/m3 aunque lo más frecuente es que se mida en g/dm3 o g/l.
Los alcoholímetros miden la concentración de alcohol en el aire espirado a partir de esta
relación:
2000 litros de aire expirado
1 litro de sangre
De esta forma, se obtiene la cantidad de alcohol en sangre, que se expresa en g/l.
No debemos confundir la concentración en masa de una disolución con la densidad de
la disolución. Aunque se midan en las mismas unidades, representan conceptos
distintos.
La densidad de una disolución o de una sustancia pura representa la relación entre la masa
y el volumen de la disolución. Se calcula a partir de la siguiente expresión:
d=
Masa de la disolución
Volumen de la disolución
La densidad es una propiedad que tienen todas las sustancias, tanto si son sustancias puras
como si son mezclas. La expresión concentración en masa sólo se puede aplicar a las
disoluciones, no tiene sentido hablar de la concentración en masa de una sustancia pura.
23
En general, las disoluciones más concentradas son más densas.
Ejemplo:
Se prepara una disolución disolviendo 5 g de azúcar en agua hasta tener un volumen total de
100 ml. La disolución resultante tiene una densidad de 1,05 g/ml. Calcular la concentración en
masa de la disolución y el porcentaje en masa de azúcar.
---------------------------------------------------------------Concentración en masa de azúcar:
Concentración en masa de azúcar =
5
0,05 g
= 0,05 g/ml=
= 50 g/l
100
0,001 l
Porcentaje en masa de azúcar :
% en masa de azúcar =
5 ⋅ 100
500
=
Masa de la disolución Masa de la disolución
(1)
La masa de la disolución es un dato que desconocemos pero podemos calcularla a partir de la
densidad de la disolución:
ddisolución =
Masa disolución
Masa disolución
⇒ 1,05 =
⇒
Volumen disolución
100
Sustituimos los datos
⇒ Masa disolución=1,05 ⋅ 100=105 g
Despejamos la incógnita
Sustituyendo en ( 1 ), obtenemos:
% en masa de azúcar =
500
= 4,76% de azúcar
105
(es decir, en 100 g de disolución hay 4,74 g de azúcar)
24
6. SUSTANCIAS EN LA VIDA COTIDIANA.
Estamos rodeados de sustancias puras, de compuestos y de mezclas. Veamos algunas de las
más comunes.
Sustancias puras. El compuesto más común es el agua (H2O), pero normalmente no
encontramos agua pura, siempre está en disolución. Para tener agua pura debemos
purificar el agua corriente, por ejemplo, destilándola.
Mezclas homogéneas (disoluciones).
-
Agua de mar. Agua que tiene muchas sales
disueltas, sobre todo cloruro de sodio y magnesio.
-
Agua corriente. Lleva disueltas pequeñas cantidades
de otras sustancias, como sales minerales, oxígeno
y cloro. La composición exacta depende de su procedencia.
-
Agua mineral. Proceden de manantiales que tienen
mayor proporción de sustancias no habituales, así
tenemos aguas ferruginosas, sulfhídricas,
termales…
-
Tintura de yodo (desinfectante). El yodo
líquido que se utiliza para desinfectar las
heridas es una disolución de yodo sólido en alcohol y agua. Dependiendo de
la cantidad de alcohol que lleve disuelta, escuece más o menos.
-
Lejía. Disolución de la sal hipoclorito de sodio (NaClO) en agua.
-
Refrescos con gas. La mayor parte de los refrescos son mezclas en las
que el componente principal es el agua. Los refrescos con gas son
disoluciones del gas dióxido de carbono (CO2) en agua.
-
Suero fisiológico. Cuando hay que inyectar líquido a una persona, las
características de su sangre no pueden variar demasiado. Por esta razón,
en lugar de agua destilada, se le inyecta suero fisiológico, que es agua con
cloruro de sodio al 0,9%. El suero fisiológico se utiliza también para lavar
los ojos o para humedecer la nariz cuando estamos resfriados; se trata de
utilizar líquidos con características parecidas a nuestros líquidos
corporales.
Mezclas heterogéneas.
- Leche. Emulsión de partículas grasas en agua. La leche comercial se
homogeneiza con un estabilizante para reducir el tamaño de las partículas grasas y
conseguir que se mezclen bien con el agua.
- Gelatina. Forma un coloide al mezclar el sólido en agua.
-
25
- Productos de higiene personal. Los geles de baño y
los champús son sustancias coloidales, es decir,
sustancias que llevan dispersas pequeñas partículas
que no se ven a simple vista, pero cumplen la
propiedad fundamental de los coloides: dispersan la luz.
La sangre. La sangre es un caso particular. Está
compuesta por una mezcla heterogénea (células) y una
mezcla homogénea (plasma). Tiene en dispersión muchas
células, como los glóbulos rojos y los blancos.
En el plasma están disueltas sales, gases (O2 y CO2) y
otras sustancias orgánicas como azúcares.
La composición de la sangre se un individuo sano se
mantiene casi constante; cuando cambia, es síntoma de
que se ha producido una enfermedad.
26
1. Completa el siguiente cuadro:
Sustancia pura Mezcla heterogénea Disolución
Azúcar
Agua de mar
Vino
Granito
Agua de colonia
Leche
Aire
Agua destilada
Mayonesa
Oro
Niebla
Refresco de cola
2. ¿Qué diferencia existe entre un elemento y un compuesto? ¿Se trata en ambos casos
de sustancias puras?
3. ¿Qué diferencias existen entre mezclas homogéneas y heterogéneas?
4. Clasificar los ejemplos siguientes en mezclas heterogéneas, disoluciones o sustancias
puras:
Agua del grifo, agua destilada, diamante, natillas, arcilla, aire, dióxido de carbono,
espuma de afeitar, bronce, carbón y mercurio.
5. ¿A que componente de una disolución se llama disolvente? ¿Puede haber dos
disolventes? ¿A qué componente de una disolución se llama soluto? ¿Puede haber
dos solutos en una disolución?
6. ¿Qué propiedad permite separar el aceite y el agua por decantación?
7. ¿Cómo podríamos separar y aislar los componentes de las siguientes mezclas?
a. Alcohol y agua. ____________________________________________
b. Hierro y azufre. ____________________________________________
c. Sal y arena. _______________________________________________
d. Arena y agua.______________________________________________
e. Agua y azúcar. _____________________________________________
f.
Aceite, agua y sal. __________________________________________
_____________________________________________________________
27
8. Relaciona con flechas:
Tiene aspecto homogéneo y es una sustancia pura
Tiene aspecto homogéneo, pero en realidad es una
mezcla.
Tiene aspecto heterogéneo. Claramente vemos que es
una mezcla.
9. ¿Cómo separarías las siguientes mezclas? Une con flechas:
Arena y piedras
Con un embudo de decantación
Sal del agua del mar
Destilando
Alcohol y agua
Con un imán
Aceite y agua
Calentando hasta lograr que se evapore
Azufre y limaduras de
hierro
Con un colador o tamiz
10. ¿Qué mide la concentración de una disolución? ¿Y la solubilidad de una sustancia?
¿Cuándo decimos que una disolución está concentrada? ¿Y saturada?
11. Sabemos que la densidad del agua es de 1 g/cm3 y la de la gasolina 0,68 g/cm3. Si
mezclamos agua con gasolina se separan en dos capas. ¿Qué líquido quedará arriba?
28
12. Los siguientes enunciados son incorrectos. Encuentra los errores y corrígelos:
a. El porcentaje en masa se calcula dividiendo la masa de soluto y la masa de
disolvente entre sí.
b. En una disolución el disolvente siempre es un líquido, mientras que el soluto puede
ser una sustancia en cualquier estado de agregación.
c. Una disolución es una mezcla de dos o más sustancias que mantienen siempre la
misma proporción, con independencia de la forma de preparación.
13. En la columna izquierda hay diversos tipos de mezclas homogéneas (disoluciones) y
heterogéneas y en la columna derecha se citan algunas técnicas de separación.
Relaciona, mediante flechas, la técnica que utilizarías para cada mezcla.
Vino
Sal disuelta en agua
Aceite y agua
Arena y agua
Café con posos
Decantación
Filtración
Centrifugación
Destilación
Cristalización
14. Pedro ha comprado agua embotellada, y curioseando en la etiqueta del envase, lee lo
siguiente:
Bicarbonatos: 127 mg/l; Calcio: 36 mg/l; Magnesio: 8 mg/l; Sodio: 11 mg/l.
a. ¿De qué forma se expresa la concentración salina del agua embotellada?
b. ¿Qué cantidad total de calcio y magnesio toma Pedro cada vez que bebe un vaso
de agua de 250 ml?
15. La concentración media de vitamina C en un zumo de naranja natural es del 0,052 %,
mientras que en un kiwi es del 0,1 %:
a. ¿Cuál de los dos contiene mayor cantidad de vitamina C?
b. Sabiendo que la cantidad recomendada (C. D. R.) de vitamina C para una persona
mayor de 15 años es de 60 mg/día, ¿qué cantidad de zumo de naranja deberá
tomar un adulto para satisfacer sus necesidades de vitamina C? ¿Y si prefiere
consumir kiwi?
16. Disolvemos 50 gramos de azúcar en agua. Calcular la concentración en g/l y el
porcentaje en masa.
17. En una bebida alcohólica leemos: 13,5 % vol.
a. ¿Qué significa ese número?
b. Si la botella contiene 700 ml de la bebida ¿Qué volumen de alcohol contiene?
18. Calcular el % en masa de sal de una disolución de 10 g de sal en 800g de agua.
19. La etiqueta de cierta marca de leche señala que contiene un 1,6 % en peso de materia
grasa. Si todo el litro de leche pesa 1060 g, ¿cuál es la concentración de materia grasa
en g/l ?
29
20. Se prepara una disolución añadiendo 5g de sal a 20 g de agua. Una vez disuelta, el
volumen de la disolución es igual a 21,7 ml. Calcular la concentración de la disolución
en % en masa de sal, y su concentración en masa (en g/l).
21. Juan y Marta deben preparar un biberón para su bebé. Para ello, añaden 6 cacitos de
4,5 g de leche en polvo cada uno a un biberón que contiene 180 g de agua y agitan
hasta que el contenido queda mezclado:
a. ¿Podría decirse que han preparado una disolución?
b. Calcula la concentración en porcentaje en masa.
c. El bebé sólo toma 150 g de biberón. ¿Qué cantidad de leche en polvo habrá
ingerido?
22. Como sabes, las aleaciones metálicas son disoluciones en las que los componentes
están en estado sólido. Para medir la concentración de oro en una aleación (el resto
suele ser plata) se usa una unidad llamada quilate. Una concentración de 1 quilate es
1
de
del total, es decir, de cada 24 g de aleación, 1 g es de oro puro. ¿Qué % en
24
masa corresponde a una aleación de 1 quilate?
23. La Couldina, que es un medicamento para los estados gripales, tiene una
concentración de ácido acetilsalicílico del 32 % en masa. ¿Qué cantidad de ácido hay
en un sobre de 450g?
24. Para preparar el caldo de una paella se añaden 20 g de cloruro sódico al agua hasta
completar 2 litros de caldo.
a. Halla la concentración del caldo en g/l.
b. ¿Qué cantidad de sal se ingiere en una cucharada de 5 ml de caldo?
c. La masa de la paellera, vacía, es de 1 200 g Y en ella han quedado 200 ml de
caldo sobrante. Si ha hervido hasta evaporarse todo el disolvente, ¿cuál será la
masa final de la paellera?
25. La glucosa, uno de los componentes del azúcar, es una sustancia sólida soluble en
agua. La disolución de glucosa en agua (suero glucosado) se usa para alimentar a los
enfermos cuando no pueden comer. En la etiqueta de una botella de suero de 500 cm3
aparece: “Disolución de glucosa en agua, concentración 55 g/l”.
a. ¿Cuál es el disolvente y cuál el soluto en la disolución?
b. Ponemos en un plato 50 cm3. Si dejamos que se evapore el agua, ¿Qué cantidad
de glucosa quedará en el plato?
c. Un enfermo necesita tomar 40 g de glucosa cada hora ¿Qué volumen de suero de
la botella anterior se le debe inyectar en una hora?
26. El porcentaje en volumen de alcohol etílico en un vino de la tierra suele ser de 12,5%.
Durante una comida un individuo ingiere media botella de 75 cm3 de vino. ¿Qué
volumen de alcohol etílico ha incorporado a su cuerpo?
27. En medio kilo de caldo se echan 2 g de sal. ¿Cuál es la concentración en % en masa?
Si se quiere el caldo menos salado, ¿qué habrá que hacer: diluir o concentrar la
disolución?
30
28. El nitrógeno en el aire está en una concentración del 80 % en volumen. ¿Qué cantidad
de nitrógeno hay en un aula cuyo volumen de aire es de 120 m3?
29. La concentración del vino de mesa suele expresarse en % en volumen. Averigua su
concentración si hay 15 cm3 de alcohol etílico en un vaso de vino, cuyo volumen es de
125 cm3.
30. El vinagre es una disolución diluida de ácido acético en agua. Calcular qué cantidad de
ácido acético hay en 500g de un vinagre con una concentración del 4% en masa.
31. El calcio es un elemento fundamental para nuestros huesos. En un cartón de leche
leemos que contiene 120 mg de calcio por cada 100 ml de leche. Calcula la
concentración de calcio en g/l. Al beber un vaso de leche de 250 cm3, ¿cuánto calcio
ingerimos?
32. El yodo es una sustancia sólida que se disuelve en alcohol. Un farmacéutico toma una
porción de alcohol y disuelve en ella 4 g de yodo; después añade más alcohol hasta
tener 500 g de disolución. ¿Cuál es el porcentaje en masa de yodo en la disolución
obtenida?
33. Lee con atención la siguiente información, extraída del prospecto de un jarabe:
«100 mL del preparado contienen 50 mg del principio activo. La posología
recomendada es de 0,25 mg por kilogramo de peso corporal y día».
a. ¿Qué cantidad del principio activo debe tomar un niño de 15 kg de peso al día?
b. ¿Cuántos mililitros del jarabe debe ingerir, si va a hacer una toma por la mañana y
otra por la noche?
34. La dosis máxima de sulfato de cobre que puede echarse al agua potable para destruir
las algas microscópicas es de 1 mg por cada litro de agua. Al analizar el agua de una
piscina se ha encontrado que en 100 cm3 había 0,2 mg de sulfato de cobre. ¿Está la
concentración del sulfato de cobre dentro del límite aconsejable o lo excede?
35. A 100 cm3 de una disolución de glucosa, de una concentración de 12 g/l, se le añaden
200 cm3 de agua. ¿Cuál es la concentración, en g/l, de la disolución resultante?
36. La composición del oxígeno del aire es de 20,9% en volumen. Si en una inspiración
aspiramos 350 cm3 de aire.
a. ¿Qué volumen de oxígeno introducimos en la inspiración?
b. ¿Cuántos litros de oxígeno respiramos al cabo de una hora?
(Realizamos 15 inspiraciones por minuto)
37. Sabiendo que la densidad del agua con sal es de 1,3 kg/l, expresar, en % en masa, la
concentración de una disolución de sal en agua de 10g/l.
38. Un abono comercial para plantas contiene 160 g de óxido de potasio (K2O) por cada 2
litros de disolución. Sabiendo que la densidad del producto es de
1,05 g/cm3,
calcula la concentración en porcentaje por unidad de volumen y en porcentaje en
masa.
31
39. Para preparar unas aceitunas para su consumo, hay que quitarles el sabor amargo
antes de aliñarlas. Para ello, se echan las aceitunas en una disolución de sosa cáustica
en polvo (NaOH) en agua. Normalmente se añade un kilogramo de sosa cáustica por
cada 3 litros de agua, formándose 3,2 litros de disolución. Se pide:
a.
b.
c.
d.
La concentración de la disolución en g/l.
La concentración en masa de soluto.
¿Cómo podríamos saber si la disolución que hemos preparado está saturada?
Si cogemos un cucharón de 100 ml de disolución, ¿cuál será la concentración de la
sosa cáustica en el líquido del cucharón?
e. La masa de sosa cáustica que habrá en el cucharón.
40. Para limpiar un mueble antiguo se ha preparado una disolución concentrada de sosa
(hidróxido de sodio) en agua, añadiendo 2 kg de sosa en 6 litros de agua. El volumen
final de disolución ha resultado ser de 6,4 litros.
a. ¿Cuál es la densidad de la disolución?
b. Calcula su concentración en porcentaje y en g/l.
41. La sal más abundante en el agua de mar es el cloruro de sodio (NaCl), que se
encuentra en una proporción de 28,5 kg de sal por metro cúbico de agua de mar.
Teniendo en cuenta que la densidad del agua de mar es de 1030 kg/m3, calcula la
concentración en masa del cloruro de sodio.
42. Una persona bebe dos cervezas de 25 cl cuya concentración de alcohol es de 4,8% en
volumen.
a. ¿Cuántos ml de alcohol etílico ingirió?
b. Suponiendo que todo el alcohol etílico pasa a la sangre y sabiendo que la densidad
del alcohol etílico es 790 g/l, ¿qué cantidad del alcohol habrá en su sangre tras
tomarse las dos cervezas?
c. Si suponemos que en nuestro organismo hay 5 litros de sangre y que la tasa de
alcohol máxima permitida para conducir es 0,5 g/l, ¿podrían ponerle una multa si
conduce?
43. En una botella de ácido sulfúrico se pueden leer los siguientes datos:
•
•
Densidad: 1,84 g/cm3
Concentración: 96%
Contesta a las siguientes cuestiones:
a. Si el recipiente contiene 800 cm3, ¿cuál es la masa de esa disolución?
b. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico puro hay en los 800 cm3?
c. ¿Cuál es la concentración en g/l?
32
1. EL ÁTOMO.
Hasta ahora hemos estudiado cómo se presenta la materia y cómo se clasifica
pero hay todavía muchas preguntas sin responder: ¿cuál es la naturaleza de
la materia?, ¿cómo es por dentro?, ¿Existe una unidad
de materia?, ¿a qué se debe la gran variedad de
sustancias?
Desde la Antigüedad, los científicos y filósofos han
intentado responder a estas preguntas. Fue, el químico y físico inglés,
John Dalton, uno de los científicos que realizó grandes aportaciones en
este campo gracias a las experiencias científicas realizadas en su
laboratorio que le permitieron demostrar que la materia estaba formada
por átomos.
John Dalton
La Teoría atómica de Dalton se resume en los siguientes enunciados:
La materia está formada por partículas muy pequeñas
llamadas átomos, que son indivisibles e indestructibles.
Todos los átomos de un mismo elemento químico son iguales
en masa y en propiedades, y distintos de los átomos de
cualquier otro elemento.
Los compuestos se forman por combinaciones de átomos de
diversos elementos.
Modelo atómico
de Dalton
A comienzos del siglo XIX se daba la siguiente situación en la ciencia:
-
Dalton había determinado que la materia estaba formada por átomos.
Distintas experiencias demostraban que la materia podía ganar o perder cagas
eléctricas.
La teoría de Dalton, que consideraba los átomos como partículas indivisibles, fue superada por
experiencias que relacionaron las propiedades eléctricas de la materia con la existencia en el
interior de los átomos de otras partículas más pequeñas responsables
del comportamiento eléctrico: los electrones.
El científico británico J. J. Thomson encontró que en los átomos de los
elementos químicos existe una partícula con carga eléctrica negativa a
la que denominó electrón.
Como la materia sólo muestra propiedades eléctricas
en determinadas condiciones (por ejemplo, al ser
frotada), debemos pensar que es neutra. En
consecuencia, si los átomos tienen partículas con
Modelo atómico de Thomson
carga negativa, también deben poseer partículas con carga positiva, de tal
manera que cada átomo tenga tantas partículas positivas como negativas.
J. J. Thomson
33
Posteriores experiencias permitieron al científico
Ernest Rutherford descubrir el protón. El protón es
una partícula que tiene la misma carga que el electrón,
pero positiva, mientras que su masa es 1840 veces
mayor que la del electrón.
Modelo atómico de Rutherford
Ernest Rutherford
Finalmente, el científico James Chadwick descubrió
que en los átomos había una tercera partícula que no
tenía carga eléctrica, pero cuya masa era similar a la
del protón, la llamó neutrón.
Hoy en día sabemos, además, que en
el átomo hay otras partículas más
pequeñas llamadas quarks, que
forman los protones y los neutrones.
Sir James Chadwick
Act. 1. ¿Tienen cabida las partículas subatómicas en la Teoría Atómica de Dalton?
2. EL ÁTOMO. CONCEPTOS FUNDAMENTALES.
-
NÚCLEO DEL ÁTOMO
Dimensiones muy reducidas comparadas con el tamaño del átomo.
En el núcleo radica la masa del átomo.
Partículas: protones y neutrones (nucleones). El número total de nucleones
viene dado por el número másico, A. (A = nº protones + nº neutrones)
EL NÚMERO DE PROTONES DEL NÚCLEO ES LO QUE DISTINGUE A UN
ELEMENTO DE OTRO.
El número atómico, Z, nos da el número de protones del átomo.
-
CORTEZA DEL ÁTOMO
Los electrones orbitan en torno al núcleo.
Los electrones (carga - ) son atraídos por el núcleo
(carga + ).
EL NÚMERO DE ELECTRONES COINCIDE CON
EL DE PROTONES, por eso los átomos, en
conjunto, no tienen carga eléctrica.
34
•
•
•
•
•
Los átomos de elementos distintos se diferencian en que tienen distinto
número de protones en el núcleo.
Los átomos de un mismo elemento no son exactamente iguales ya que,
aunque todos poseen el mismo número de protones en el núcleo,
pueden tener distinto número de neutrones.
El número de neutrones, n, de un átomo se calcula así: n = A – Z.
Los átomos de un mismo elemento que difieren en el número de neutrones se
denominan isótopos.
Todos los isótopos tienen las mismas propiedades químicas, solamente se diferencian
en que unos son un poco más pesados que otros. Muchos isótopos pueden
desintegrarse espontáneamente emitiendo energía. Se llaman isótopos radiactivos.
NOMENCLATURA DE LOS ÁTOMOS.
Todos los átomos pertenecen a algún elemento químico. Para representarlos se utiliza un
símbolo y dos números:
Nº másico
A
Z
X
Nº atómico (se puede suprimir)
Símbolo del átomo (Inicial del nombre latino del elemento.
Puede ir seguido de otra letra si hay varios elementos con la misma inicial.
La primera letra mayúscula y la segunda minúscula).
Ejemplos:
35
17
 Átomo de cloro

Cl →  A=35 ⇒ Nº de protones + Nº de neutrones = 35 
 ⇒ 35 − 17 = 18 neutrones


Z = 17 ⇒ 17 protones y 17 electrones
 Átomo de sodio

Na →  A=23 ⇒ Nº de protones + Nº de neutrones = 23 
 ⇒ 23 − 11 = 12 neutrones
Z = 11 ⇒ 11 protones y 11 electrones


23
11
Casi todos los elementos químicos tienen isótopos. Habitualmente todos los isótopos de un
elemento reciben el mismo nombre que el elemento correspondiente seguido del número
másico separado por un guión (carbono – 12, carbono – 14, uranio – 238…); como excepción,
el hidrógeno tiene tres isótopos que poseen nombre propio:
Hidrógeno: 11H
Deuterio: 21H
Tritio: 31H
35
Act. 2. Completa la siguiente tabla:
Átomo
Azufre
Símbolo Representación
Protones
Neutrones
Electrones
Z
A
Se
Boro
Helio
28
14
Si
Act. 3. Determina el número de partículas de cada tipo que hay en los siguientes
133
átomos: 200
80 Hg y 55 Cs
Act. 4. El núcleo del átomo representado por
a.
b.
c.
d.
58
27
X está formado por:
58
27
X está formado por:
58 protones y 27 neutrones.
27 protones y 58 electrones.
27 electrones y 31 protones.
27 protones y 31 neutrones.
Act. 5. El núcleo del átomo representado por
Act. 6. ¿Pueden dos elementos distintos estar formados por átomos iguales?
3. FORMACIÓN DE IONES.
Es bastante frecuente que, cuando los átomos de los distintos elementos químicos se
combinan para formar un compuesto, lo hagan ganando o perdiendo electrones. Cuando esto
sucede, los átomos dejan de ser neutros y pasan a tener carga, decimos que se convierten en
iones.
Si se comunica energía a un electrón
éste puede “saltar” del átomo venciendo
la fuerza de atracción que lo une al
núcleo. Esto es tanto más fácil cuanto
más alejado se encuentre del núcleo.
Cuando un átomo pierde electrones,
adquiere carga positiva, y se convierte
en un ión positivo o catión.
Cuando un átomo gana electrones,
adquiere carga negativa, y se convierte
en un ión negativo o anión.
El proceso de obtener iones con carga
positiva no puede hacerse añadiendo
protones en el núcleo. Los protones y
neutrones del núcleo están muy
firmemente unidos y el proceso de
arrancar o introducir un protón en el
núcleo implica poner en juego una
cantidad enorme de energía.
36
NOMENCLATURA DE LOS IONES.
La nomenclatura de los iones es similar a la de los átomos pero al ser átomos con carga
eléctrica, positiva o negativa, indicaremos, además, su carga.
Nº másico
Carga del ión
A
Z
X
Nº atómico (se puede suprimir)
n
Símbolo del átomo (Inicial del nombre latino del elemento.
Puede ir seguido de otra letra si hay varios elementos con la misma inicial.
La primera letra mayúscula y la segunda minúscula).
Ejemplos:
Cuando al átomo de hidrógeno se le arranca su único electrón, se convierte en un protón, con
carga positiva, H+
Cuando el átomo de helio pierde sus dos únicos electrones, se convierte en un protón, con
carga positiva + 2, He +2
Cuando el átomo de cloro forma compuestos, suele ganar un electrón, y se convierte en un
anión, con carga negativa, Cl−
35
17
17 protones

Cl → 17 electrones
18 neutrones

35
17
17 protones

Cl → 18 electrones
18 neutrones

−
37
Act. 7. Completa la siguiente tabla:
Representación
S2 −
Ca2+
N3 −
Protones
Neutrones
Electrones
Z
A
Act. 8. Completa la siguiente tabla:
Ión
Nº de
electrones
ganados.
Nº de
electrones
perdidos.
Tipo de ión
Br
Al3 +
O2−
F−
Act. 9. Escribe el símbolo del ión que se forma y determina si son aniones o cationes
cuando:
a.
b.
c.
d.
El hidrógeno pierde un electrón.
El hidrógeno gana un electrón.
El cloro gana un electrón.
El calcio pierde dos electrones.
4. ESTRUCTURA DE LA CORTEZA DEL ÁTOMO. CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA.
Los electrones del átomo se distribuyen en órbitas o capas alrededor del núcleo. Las distintas
órbitas se identifican por un número entero, n, llamado número cuántico principal.
n = 1 → Primera capa (la más cercana al núcleo)
n = 2 → Segunda capa
n = 3 → Tercera capa
…
Para distribuir los electrones en capas se deben tener en cuanta una serie de reglas obtenidas
de la experimentación:
Las capas se van llenando por orden: primero se llena la n = 1; a continuación la n = 2;
después la n = 3…
El número máximo de electrones que puede alojar cada capa es:
n Nº máximo de electrones
1
2
2
8
3
18
4
32
38
Primera capa (n = 1).
Nº máximo de electrones= 2
Segunda capa (n = 2).
Nº máximo de electrones= 8
Tercera capa n = 3.
En este átomo solamente
tiene un electrón, aún
podría alojar otros 17.
La última capa, o capa más externa, recibe el
nombre de capa de valencia y los electrones
situados en ella electrones de valencia.
En este átomo la capa de valencia es la tercera y tiene un solo electrón
de valencia.
Llamamos niveles u orbitales atómicos a las zonas del espacio
donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar
al electrón. Los electrones se distribuyen en las capas ocupando
los distintos niveles que en ellas existen. Estos niveles se
representan con las letras s, p, d f. No se puede empezar a llenar
un nivel superior si aún no está lleno el inferior.
CAPA
1
2
3
4
5
6
7
NIVELES
s
s, p
s, p, d
s, p, d, f
s, p, d, f
s, p, d, f
s, p, d, f
Cada nivel puede alojar un número máximo de electrones:
NIVELES Nº MÁXIMO DE ELECTRONES
s
2
p
6
d
10
f
14
Los niveles se van llenando por orden y hasta que un nivel no está totalmente lleno no se pasa
a llenar el siguiente. El orden de llenado de los niveles se obtiene a partir del diagrama de
Möeller:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d10
4s2
4p6
4d10 4f14
5s2
5p6
5d10* 5f14
6s2
6p6
6d10*
6f14 ...
7s2
7p6
7d10
7f14 ...
8s2
8p6 ...
5g18
39
OBTENCIÓN DE LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE UN ÁTOMO.
1º Consideremos el número de electrones que debemos distribuir.
2º Vamos colocando los electrones por orden en los niveles de cada capa (diagrama de
Möeller). Cuando un nivel se complete se pasa al siguiente.
3º Después de colocar todos los electrones, hay que ordenar por capas la configuración
obtenida.
Ejemplos:
a) Li (Litio) → Z = 3 → 1s2 2s1
b) N ( Nitrógeno) → Z = 7 → 1s2 2s2 p3
c) Mg ( Magnesio) → Z = 12 → 1s2 2s2 p6 3s2
d) Br (Bromo) → Z = 35 → 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3d10 4p5 → 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d10 4 s2p5
Act. 10. ¿Cuántos electrones poseen los átomos de Argón (Ar), de número atómico 18, en su
capa o nivel de energía más externo?
Act. 11. ¿Qué tienen en común las configuraciones electrónicas de los átomos de Li, Na, K y
Rb?
a.
b.
c.
d.
Que poseen un solo electrón en su capa o nivel más externo.
Que poseen el mismo número de capas o niveles ocupados por electrones.
Que tienen completo el subnivel s más externo.
Sus configuraciones electrónicas son muy diferentes y no tienen nada en común.
Act. 12. En un átomo de Selenio, Z = 34 y A = 79, determina su estructura atómica y su
configuración electrónica.
1. Si un átomo neutro tiene 14 protones y 14 neutrones: ¿Cuántos electrones tendrá?
¿Cuál será su número atómico? ¿Y su número másico?
2. Indicar el número de partículas atómicas de los siguientes átomos:
31
24
130
15 P , 12 Mg , 56 Ba .
3. Un átomo neutro con 10 protones pierde 2 electrones: ¿En qué se transforma? ¿Sigue
siendo el mismo elemento químico? ¿Mantiene el mismo número atómico?
4. Un átomo neutro con 16 protones gana 2 electrones: ¿En qué se transforma? ¿Sigue
siendo el mismo elemento químico?
40
5. Indica el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos:
27 3 + 64
2+
13 Al , 29 Cu
,
197
1+
79 Au
14 37N ,
.
6. Sabiendo que un átomo neutro contiene 36 protones y 47 neutrones, indica sus
números másico y atómico, así como los electrones que presenta.
7. El átomo de azufre tiene 16 protones y su número másico es 32. Calcular cuántos
neutrones y electrones contiene.
8. ¿Puede un átomo tener el número másico menor que el número atómico? Justifica tu
respuesta.
9. Completa la siguiente tabla:
Pb
Na
Al
Protones Neutrones Electrones
82
11
12
15
Z
A
208
28
10. Completa la siguiente tabla:
Protones Neutrones Electrones
Z
A
Z
A
235
92
U
13
6
C
4
2
He
11. Completa la siguiente tabla:
Protones Neutrones Electrones
66
30
Zn
10
4
Be
O
8
8
12. Completa la siguiente tabla:
Símbolo
7
3
Li
Protones Neutrones Electrones
Z
A
Carga
33
19
76
–3
Z
A
Carga
27
36
–1
+
F
As
10
10
13. Completa la siguiente tabla:
Símbolo
16
8
O
Protones Neutrones Electrones
2−
Al
Cl
14
19
10
41
14. Completa la siguiente tabla:
Símbolo
25
12
Mg
Protones Neutrones Electrones
Z
A
Carga
56
80
+2
2+
Fe
Se
30
46
24
36
15. Completa la siguiente tabla:
Átomo
Número de
protones
Número de neutrones Número de electrones
Cl (Z = 17; A = 36)
195
78 Pt
85
28
Ni 3+
46
16
S 2−
16. Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos:
Elemento
Z
Calcio
20
Hierro
26
Azufre
16
Aluminio
13
Argón
18
Yodo
53
Mercurio
80
Configuración electrónica
42
Vamos a estudiar las sustancias a las que dan lugar los átomos. Pueden ser de dos tipos:
ELEMENTOS. Sustancias formadas por un solo tipo de átomos.
COMPUESTOS. Sustancias que resultan de la agrupación de átomos de distintos
elementos.
1. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS: METALES, NO METALES,
GASES NOBLES.
La clasificación más sencilla de los elementos químicos conocidos consiste en catalogarlos
como: metales, no metales y gases nobles. Veamos qué propiedades poseen cada uno de
estos elementos.
Metales
- Representan el 75% de
todos los elementos.
- Tienen un brillo
característico (brillo
metálico).
- Conducen bien el calor y la
electricidad.
- Son dúctiles (se pueden
estirar en hilos) y maleables
(forman láminas).
- Excepto el mercurio, que es
líquido, son sólidos a
temperatura ambiente y
funden a altas temperaturas.
- Tienden a perder
electrones y a formar iones
positivos.
No metales
- Presentan unas
propiedades muy variadas,
resulta difícil generalizar.
Gases nobles
- Son malos conductores del
calor y la electricidad.
- Se encuentran en la
naturaleza como átomos
aislados.
- A temperatura ambiente
pueden ser sólidos (azufre),
líquidos (bromo) o gases
(flúor).
- La mayoría de los sólidos
son blandos.
- La temperatura de fusión
para la mayoría de los
sólidos es baja, igual que la
de ebullición para los
líquidos.
- Son gases a temperatura
ambiente.
- Desde el punto de vista
químico, son muy estables, no
forman compuestos. No ganan
ni pierden electrones (no
forman iones).
- Sus aplicaciones están
relacionadas con su estabilidad
química.
- Suelen captar electrones
formando iones negativos.
Act. 1. Clasificar como metales, no metales o gases nobles los siguientes elementos: litio (Li),
carbono (C), flúor (F), neón (Ne), magnesio (Mg), silicio (Si), potasio (K), hierro (Fe) y
germanio (Ge). ¿Cuáles de los elementos anteriores serán sólidos a temperatura ambiente y
conductores de la electricidad?
Act. 2. Señala qué afirmación o afirmaciones son correctas.
a.
b.
c.
d.
Los gases nobles forman moléculas sencillas pero sólo con otros gases nobles.
No todos los no metales son blandos, algunos son duros.
Los no metales no se rompen con facilidad, tienen alta resistencia.
Los metales son buenos conductores de la electricidad pero no del calor.
43
2. EL SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS.
La tabla periódica o sistema periódico de los elementos fue presentada por Mendeleiv en
1869 como una manera de clasificar los elementos conocidos. Permite establecer relaciones
entre sus propiedades facilitando su estudio.
Los elementos se clasifican, en la tabla periódica, en filas (periodos) y columnas (grupos o
familias). Todos los elementos de un grupo tienen propiedades químicas semejantes.
El hidrógeno, el elemento más ligero, tiene propiedades singulares, por eso a menudo no se
coloca en ninguno de los grupos.
Mendeleiev ordenó los elementos de menor a mayor masa atómica, aunque en dos ocasiones
(Ar y K; Te e I) se hubo de invertir el orden para que los elementos se situaran en el grupo
que les correspondería por sus propiedades químicas.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma estructura electrónica en su
última capa (capa de valencia), de ahí que tengan unas propiedades químicas
similares (las propiedades químicas de los elementos están íntimamente ligadas a la
estructura electrónica de su última capa).
Los gases nobles tienen una estructura electrónica especialmente estable que se
corresponde con 8 electrones en su última capa (excepto el helio que tiene 2).
44
TODOS LOS ELEMENTOS TIENDEN A ADQUIRIR LA ESTRUCTURA DE GAS
NOBLE (por eso tratan de captar o perder electrones).
EL NÚMERO DEL PERIODO NOS DA EL NÚMERO TOTAL DE CAPAS U ÓRBITAS
QUE TIENEN LOS ÁTOMOS DE LOS ELEMENTOS.
Los elementos a los que les faltan solamente uno o dos electrones para adquirir la
configuración de gas noble, tienen mucha tendencia a captar electrones
transformándose en iones con carga negativa. Se dice que son muy electronegativos.
En general, los metales son poco electronegativos y tienden a perder electrones para
dar iones positivos.
A los elementos que están muy alejados de la configuración del gas noble siguiente les
resulta mucha más sencillo perder uno o dos electrones y adquirir la configuración
electrónica del gas noble anterior. Por tanto, mostrarán mucha tendencia a formar
iones con carga positiva. Se dice que son muy poco electronegativos.
A los metales hay que suministrarles muy poca energía para arrancarles un electrón,
ya que tienen tendencia a ceder electrones, mientras que a los no metales hay que
suministrarles mucha energía para conseguirlo, ya que la tendencia de estos
elementos es captar electrones.
Act. 3. ¿Por qué los elementos que pertenecen a un mismo grupo tienen propiedades
químicas similares?
Act. 4. Ordena en orden creciente de tamaño de sus átomos los elementos siguientes: azufre,
magnesio, potasio, calcio, cloro y silicio.
Act. 5. Si se razona un poco, es evidente por qué el radio atómico aumenta al ir hacia abajo
en un grupo, ¿podrías explicarlo?
Act. 6. Escribe el nombre o el símbolo (el que falte).
a. Cloro / ________
b. ___________ / Pt
c. Hierro /________
d. ___________ / N
e. Cobre/________
f. __________ / Pb
g. Plata /________
h. __________ / Hg
i. Oro /__________
j. ___________ / Zn
k. Cobalto /________
l. _______________ / S
m. Magnesio/ ________
n. _______________ / K
ñ. Manganeso / ________
o. _______________ / Cr
p. Calcio /____________
q. ______________ / Na
r. Carbono/ __________
s. ______________ / Cu
t. ________________ / P
u. Arsénico/ __________
Act. 7. Empareja las características con los elementos correspondientes:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Elemento de propiedades químicas parecidas a las del Calcio
Elemento metálico del 5º periodo
Elemento con seis electrones en la capa de valencia
Elemento con 53 protones en el núcleo
Elemento metálico líquido
Elemento con la misma capa de valencia que el Nitrógeno
Ag
Mg
Hg
O
As
I
45
46
1. ¿Qué criterio se tiene en cuenta para ordenar los elementos de la tabla periódica?
2. ¿En qué grandes grupos se clasifican los elementos químicos? Cita dos o tres
propiedades significativas de cada grupo.
3. Coloca los siguientes elementos en el lugar correspondiente de la siguiente tabla
(utiliza los símbolos correspondientes a cada elemento): cloro- sodio – bario - hierroaluminio- nitrógeno- oxígeno- hidrógeno.
Metales
No Metales
4. Escribir los símbolos de los siguientes elementos químicos: Potasio, calcio,
magnesio, aluminio, hierro, carbono, flúor, helio, argón, cloro, cromo,
manganeso, bario, boro, nitrógeno, hidrógeno, rubidio, cobre, oro, plata, cobalto,
litio y zinc y sitúalos en la tabla periódica siguiente:
5. ¿Cuántos electrones tiene que ganar o perder un átomo de fósforo para adquirir la
configuración electrónica de gas noble?
6. ¿Para qué ceden o captan electrones los átomos?
47
7. ¿Cuántos electrones tiene que ganar o perder un átomo de rubidio para adquirir la
configuración estable de gas noble?
8. Consulta la tabla periódica para completar la siguiente tabla:
Elemento Símbolo Z Grupo Periodo Metal/No metal Ión +/ Ión –
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Flúor
Cloro
Bromo
Yodo
¿Presentan algunos de estos elementos alguna semejanza entre sí? ¿Cuál?
9. ¿Qué tienen en común los elementos de un mismo periodo? ¿Y los de la misma fila?
10. A la vista de esta tabla periódica semi-muda:
a. De los elementos que aparecen indica aquellos que sean sólidos, aquellos que
sean líquidos y aquellos que sean gaseosos.
b. De los elementos que aparecen distingue aquellos que sean metales de aquellos
que sean no metales.
c. Indica entre los elementos que se indican aquellos que tengan facilidad para formar
cationes.
d. Indica entre los que aparecen, aquellos que tengan 2 electrones en su última
capa o nivel.
e. Completa los elementos (símbolo y nombre) del grupo VI-A, e indica el nombre del
grupo.
f.
Sitúa 5 metales y 5 no metales que no aparezcan en la tabla.
1
2
C
3
4
Mg
K
Ca
Al
Cu
Br
5
6
7
Cl
Hg
Ar
48
1. FORMULACIÓN
PREVIOS.
DE
QUÍMICA
INORGÁNICA.
CONCEPTOS
Ante el número tan grande de sustancias químicas diferentes (se conocen más de dos
millones) es necesario unificar criterios para nombrarlas y formularlas. La Unión Internacional
de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha propuesto una serie de normas con las que pretende
conseguir una nomenclatura y formulación válida para todos los países.
La formulación de un compuesto significa la escritura correcta de su fórmula y la
nomenclatura de una fórmula significa la lectura correcta de ésta.
El nombre vulgar es todo nombre no ajustado a un sistema prefijado y que está muy
arraigado en el lenguaje químico. En algunos casos son nombres aceptados por la IUPAC,
como por ejemplo: agua, amoníaco, agua oxigenada...
El nombre sistemático es el que indica la naturaleza y las proporciones de los constituyentes
de una sustancia, está formado por una serie de vocablos seleccionados según un sistema
prefijado. Es el recomendado por la IUPAC. También se puede utilizar el sistema de Stock.
Los prefijos numerales utilizados en la nomenclatura sistemática son los siguientes:
1 = mono
2 = di
3 = tri
4 = tetra
5 = penta
6 = hexa
7 = hepta
8 = octa
9 = nona
10 = deca
11 = endeca
12 = dodeca
Las fórmulas son expresiones abreviadas de las sustancias químicas. Están formadas
por símbolos químicos y subíndices.
La valencia es un número que se le asigna a cada elemento químico que mide la
capacidad de combinarse con otros, está relacionada con el número de electrones que
tiene en la última capa llamada "capa de valencia". La valencia es un número, positivo
o negativo, que nos indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un
átomo con otro átomo o átomos.
Las valencias de los elementos químicos más frecuentes son:
METALES
Elemento
Valencia
Litio (Li)
Sodio (Na)
Potasio (K)
1
Rubidio (Rb)
Cesio (Cs)
Plata (Ag)
Berilio (Be)
Magnesio (Mg)
Calcio (Ca)
Estroncio (Sr)
2
Bario (Ba)
Zinc (Zn)
Cadmio (Cd)
METALES
Elemento
Valencia
Cobre (Cu)
1, 2
Mercurio (Hg)
Aluminio (Al)
3
Oro (Au)
1, 3
Hierro (Fe)
2, 3
Cobalto (Co)
Níquel (Ni)
Estaño (Sn)
Plomo (Pb)
2, 4
Platino (Pt)
Cromo (Cr)
2, 3, 4, 5, 6
Manganeso (Mn) 2, 3, 4, 5, 6, 7
49
Elemento
NO METALES
Valencia positiva
Valencia negativa
(con oxígeno)
(con hidrógeno y metales)
Hidrógeno (H)
Flúor (F)
Cloro (Cl)
Bromo (Br)
Yodo (I)
Oxígeno (O)
Azufre (S)
Selenio (Se)
Teluro (Te)
Nitrógeno (N)
Fósforo (P)
Arsénico (As)
Antimonio (Sb)
Boro (B)
Bismuto (Bi)
Carbono (C)
1
–1
1, 3, 5, 7
–1
–2
2, 4, 6
–2
1, 3, 5
–3
3, 5
–3
3
3, 5
–3
–3
2, 4
–4
4
–3
Silicio (Si)
Formular un compuesto es escribir correctamente su fórmula. Nombrar un compuesto
es asignarle su nombre correcto.
2. TIPOS DE COMPUESTOS.
COMPUESTOS BINARIOS:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Óxidos.
Hidruros metálicos.
Hidruros no metálicos.
Ácidos hidrácidos.
Sales binarias.
Peróxidos.
COMPUESTOS TERNARIOS:
1. Ácidos oxácidos.
2. sales ternarias.
3. Hidróxidos.
3. NOMENCLATURA.
Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC
(Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). Se aceptan tres tipos de
nomenclaturas para los compuestos inorgánicos, la sistemática, la nomenclatura de
stock y la nomenclatura tradicional.
La nomenclatura sistemática utiliza los prefijos griego (mono - , di - , tri - ... ) para
indicar el número de átomos que forman el compuesto. Por ejemplo: Cl2O3 Trióxido de
dicloro (tres átomos de oxígeno y dos de cloro); I2O Monóxido de diodo (un átomo de
oxígeno y dos de yodo).
50
Nomenclatura de Stock: En este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que
forma el compuesto tiene más de una valencia, ésta se indica al final, en números
romanos y entre paréntesis:
Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III)
En la nomenclatura tradicional, para poder distinguir con qué valencia funcionan los
elementos en ese compuesto, se utilizan una serie de prefijos y sufijos:
Hipo_
_oso
1 valencia
2
valencias
3
valencias
4
valencias
Valencia menor
_oso
_ico
Per_
_ico
Valencia mayor
EN GENERAL, UTILIZAREMOS
ÚNICAMENTE LA NOMENCLATURA
SISTEMÁTICA Y LA DE STOCK. SÓLO EMPLEAREMOS LA NOMENCLATURA
TRADICIONAL EN AQUELLOS COMPUESTOS DONDE ÉSTE TIPO DE
NOMENCLATURA SEA LA QUE SE UTILIZA DE FORMA HABITUAL.
4. ÓXIDOS.
Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento y oxígeno, que
siempre actúa con valencia – 2.
Se formulan escribiendo primero el símbolo del elemento, ya sea metal o no metal, y a
continuación el oxígeno, intercambiando las valencias. Si la valencia es par, se
simplifica. Por ejemplo: Li2O ; CaO ; Cl2O ; SO3.
Se nombran leyendo primero el oxígeno y a continuación el otro elemento (el primero
que se lee es el último que se escribe).
Por ejemplo:
BaO Monóxido de bario (nomenclatura sistemática)
Óxido de bario (nomenclatura de Stock)
Al2O3 Trióxido de dialuminio (nomenclatura sistemática)
Óxido de aluminio (nomenclatura de Stock)
FeO
Monóxido de hierro (nomenclatura sistemática)
Óxido de hierro (II) (nomenclatura de Stock)
SO3
Trióxido de azufre (nomenclatura sistemática)
Óxido de azufre (VI) (nomenclatura de Stock)
51
Act. 1. Completa la tabla.
Fórmula
F2O
I2O7
As2O5
CaO
Fe2O3
PbO2
Al2O3
SnO
N2O5
Au20
TeO2
N. sistemática
N. stock
Monóxido de platino.
Dióxido de sodio.
Monóxido de carbono.
Óxido de azufre (IV).
Óxido de cloro (I).
Óxido de bromo (III).
5. HIDRUROS METÁLICOS.
Son compuestos binarios formados por un metal e Hidrógeno, que siempre actúa con
valencia – 1.
Se formulan escribiendo primero el símbolo del metal y a continuación el hidrógeno.
Se nombran todos añadiendo la terminación "uro" al hidrógeno. (Hidruro de .......)
Por ejemplo:
NaH Monohidruro de sodio (nomenclatura sistemática)
Hidruro de sodio (nomenclatura de Stock)
FeH2 Dihidruro de hierro (nomenclatura sistemática)
Hidruro de hierro (II) (nomenclatura de Stock)
SnH4 Tetrahidruro de estaño (nomenclatura sistemática)
Hidruro estaño (IV) (nomenclatura de Stock)
6. HIDRUROS NO METÁLICOS.
Hay no metales como el nitrógeno, fósforo, arsénico antimonio, carbono, silicio y boro
que forman compuestos con el hidrógeno y que reciben nombres especiales.
Nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y el boro funcionan con la valencia 3 mientras
que el carbono y el silicio lo hacen con valencia 4.
52
En este tipo de compuestos, la nomenclatura más utilizada es la tradicional y no se
suele emplear la nomenclatura de Stock.
Fórmula
NH3
PH3
AsH3
BH3
SbH3
CH4
SiH4
N. tradicional
(la más usada)
Amoniaco
Fosfina o fosfamina
Arsina o arsenamina
Borano
Estibina o estibamina
Metano
Silano
N. sistemática
Trihidruro de nitrógeno
Trihidruro de fósforo
Trihidruro de arsénico
Trihidruro de boro
Trihidruro de antimonio
Tetrahidruro de carbono
Tetrahidruro de boro
Act. 2. Completa la tabla.
Fórmula
AuH3
LiH
N. sistemática
N. stock
Trihidruro de arsénico
Hidruro de plomo (II)
Hidruro de plata
***********
***********
***********
N2O3
NO
N. tradicional
***********
***********
***********
***********
Fosfina
Metano
***********
***********
Pentaóxido de
dinitrógeno
Trióxido de azufre
***********
Óxido de hierro (II)
NiH3
PbO2
***********
***********
***********
***********
Óxido de bromo (VII)
Hidruro de calcio
***********
NH3
7. ÁCIDOS HIDRÁCIDOS.
Son compuestos binarios formados por un no metal e hidrógeno, que siempre actúa
con valencia 1. Los no metales que forman estos ácidos son los siguientes:
•
•
Flúor, cloro, bromo, yodo (todos ellos actúan con la valencia 1)
Azufre, selenio, teluro (actúan con la valencia 2).
Se formulan escribiendo primero el no metal correspondiente, intercambiando las
valencias como en los demás compuestos binarios.
En este tipo de compuestos tampoco suele emplearse la nomenclatura de Stock.
Se nombran añadiendo la terminación "uro" al no metal. (Cloruro de .........). Cuando
están en disolución acuosa forman ácidos, por lo que también es frecuente nombrarlos
utilizando “Ácido (no metal) - hídrico”.
53
Por ejemplo:
Fórmula
N. tradicional
(cuando está en
disolución)
HF
Ácido fluorhídrico
HCl
Ácido clorhídrico
HBr
Ácido bromhídrico
HI
Ácido yodhídrico
H2S
Ácido sulfhídrico
H2Se
Ácido selenhídrico
H2Te
Ácido telurhídrico
N. tradicional
(cuando está en
estado puro)
Fluoruro de
hidrógeno
Cloruro de
hidrógeno
Bromuro de
hidrógeno
Yoduro de
hidrógeno
Sulfuro de
hidrógeno
Seleniuro de
hidrógeno
Telururo de
hidrógeno.
8. SALES BINARIAS.
Son compuestos binarios formados por un metal, que actúa con valencia positiva, y
un no metal, que actúa con valencia negativa.
Se formulan escribiendo primero el metal y luego el no metal, intercambiando las
valencias.
Se nombran citando primero el no metal, terminado en " - uro", y luego el metal (el
último que se escribe el primero que se lee).
Por ejemplo:
NaCl
Cloruro de sodio (nomenclatura sistemática)
Cloruro de sodio (nomenclatura de Stock)
CuBr2
Dibromuro de cobre (nomenclatura sistemática)
Bromuro de cobre (II) (nomenclatura de Stock)
PbS2
Disulfuro de plomo (nomenclatura sistemática)
Sulfuro de plomo (IV) (nomenclatura de Stock)
9. PERÓXIDOS.
Son compuestos binarios formados por un metal y el ión peroxo, O22− , donde el
oxígeno actúa con valencia – 1 .
Se formulan escribiendo primero el símbolo del metal y luego el del ión peroxo.
Se nombran anteponiendo el prefijo per- al nombre del óxido o bien utilizando la
nomenclatura sistemática.
54
Por ejemplo:
Li2O2
Peróxido de litio (nomenclatura tradicional)
Dióxido de dilitio (nomenclatura sistemática)
Na2O2 Peróxido de sodio (nomenclatura tradicional)
Dióxido de disodio (nomenclatura sistemática)
H2O2
Peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) (nomenclatura tradicional)
Dióxido de hidrógeno (nomenclatura sistemática)
EN ESTE TIPO DE COMPUESTOS SÓLO SE PUEDEN SIMPLIFICAR LOS
SUBÍNDICES SI TRAS LA SIMPLIFICACIÓN EL SUBÍNDICE DEL OXÍGENO ES
PAR.
10.
HIDRÓXIDOS.
Son compuestos ternarios formados por el grupo OH–, llamado hidróxido, de valencia 1, unido a un metal.
Se denominan a estos compuestos hidróxidos o bases.
Se nombran con la palabra hidróxido seguida del nombre del metal.
Por ejemplo:
NaOH
Hidróxido de sodio (sosa cáustica) (nomenclatura sistemática)
Hidróxido de sodio (nomenclatura de Stock)
Ca(OH)2
Dihidróxido de calcio (nomenclatura sistemática)
Hidróxido de calcio (nomenclatura de Stock)
Fe(OH)2
Dihidróxido de hierro (nomenclatura sistemática)
Hidróxido de hierro (II) (nomenclatura de Stock)
Sn(OH)4
Tetrahidróxido de estaño (nomenclatura sistemática)
Hidróxido de estaño (IV) (nomenclatura de Stock)
Act. 3. Completa la tabla:
Fórmula
Co(OH)3
Na2S
N. sistemática
N. stock
Dióxido de dipotasio
***********
Sulfuro de plata
Hidróxido de litio
***********
Tetrahidróxido de plomo
Pb Cl2
Al(OH)3
PbO4
N. tradicional
***********
***********
***********
***********
Peróxido de bario
***********
***********
***********
***********
Diyoduro de cobalto
Hidróxido de oro (I)
***********
***********
55
Act. 4. Nombra los siguientes compuestos (de todas las formas posibles):
1. BaO
2. Na2O
3. SO2
4. CaO
5. Ag2O
6. NiO
7. Cl2O7
8. P2O5
9. LiH
10. CaO
11. AgH
12. HBr
13. H2S
14. NH3
15. HCl
16. BaO
17. CaH2
18. Na2O2
19. PH3
20. Cs2O
21. PbI2
22. KBr
23. AsH3
24. BaS
25. AlCl3
26. Al2S3
27. Li2O
28. FeS
29. H2S
30. MgH2
31. Ca(OH)2
32. Fe(OH)3
33. Al(OH)3
34. KOH
35. CoCl2
56
36. ZnCl2
37. HgO
38. NaOH
39. CH4
40. SO3
41. CuS
42. CaO2
43. PtS2
44. Ni(OH)2
45. HI
Act. 5. Formula los siguientes compuestos:
1. Óxido de bario
20. Yoduro de plomo (II)
2. Óxido de sodio
21. Bromuro de potasio
3. Óxido de plata
22. Arsenamina
4. Óxido de aluminio
23. Sulfuro de bario
5. Óxido de níquel (III)
24. Tricloruro de arsénico
6. Óxido de cloro (VII)
25. Peróxido de litio
7. Hidruro de litio
26. Sulfuro de hierro (II)
8. Cloruro de cobalto (III)
27. Hidruro de magnesio
9. Hidruro de plata
28. Hidróxido de calcio
10. Ácido bromhídrico
29. Hidróxido de hierro (III)
11. Ácido sulfhídrico
30. Hidróxido de aluminio
12. Amoniaco
31. Bromuro de cobalto (II)
13. Peróxido de hidrógeno
32. Hidróxido de potasio
14. Ácido clorhídrico
33. Cloruro de potasio
15. Peróxido de bario
34. Sulfuro de zinc
16. Hidruro de calcio
35. Peróxido de plata
17. Peróxido de sodio
36. Metano
18. Cloruro de sodio
37. Teluro de cobre (II)
19. Fluoruro de calcio
38. Tetrahidruro de silicio
57
Act. 6. Formula o nombra los siguientes compuestos:
Fórmula
Nombre
Fórmula
Trióxido de dicromo
Cl2O
Óxido de nitrógeno (V)
CoCl3
Na2O
Nombre
Pb(OH)2
Heptaóxido de dicloro
NiO
Hg2O
Óxido de azufre (VI)
PbO2
Pentaóxido de diantimonio
Óxido de hierro (II)
ZnO
HF
SnH4
CuH
Óxido de aluminio
Óxido de antimonio (V)
PtH4
NH3
H2O
Hidruto de plomo (II)
Au2S3
NiO2
Trióxido de teluro
Cs2O2
Hidruro de estaño (IV)
Tetrahidróxido de plomo
ZnO2
BH3
Trihidróxido de cobalto
FeO2
CH4
Dicloruro de hierro
Hidróxido de platino (II)
SbH3
Hidróxido de cobre (I)
Trihidróxido de oro
H2S
Pentaóxido de dinitrógeno
HgH
AgBr
Peróxido de hidrógeno
CaI2
Sr(OH)2
Ácido sulfhídrico
CrO3
CO
Óxido de manganeso (IV)
Bromuro de hidrógeno
PH3
NaCl
CuI
Seleniuro de hidrógeno
Peróxido de mercurio (II)
58
Fórmula
Nombre
Fórmula
SrO2
Nombre
Sulfuro de cobalto (II)
K3N
MgF2
Cloruro de estaño (II)
Nitruro de potasio
SnCll4
HgF2
Ácido fluorhídrico
Tetrahidróxido de plomo
FeH2
Óxido de cromo (VI)
MnCl2
Pt(OH)4
Trihidruro de niquel
Peróxido de cobalto (II)
Silano
Ag2O2
Sulfuro de hierro (II)
Sb2O3
Be(OH)2
Cloruro de oro (III)
CsH
H2Te
Triseleniuro de dihierro
CdO
Mn2O7
As2O3
Ácido iohídrico
Ácido telurhídrico
CrF3
Fluoruro de calcio
Trisulfuro de diniquel
Fluoruro de oro (I)
Ag2Te
Fe(OH)3
Peróxido de rubidio
H2S
KH
Arsenamina
Bromuro sódico
Peróxido de plomo (II)
FeH2
Hidróxido de estaño (IV)
SnH4
SbH3
Óxido de arsénico (III)
P2O3
CoO2
Peróxido de zinc
Monohidruro de oro
SnCl4
Mn(OH)2
Na2S
Seleniuro de cobre (II)
Trihidróxido de niquél
Dióxido de nitrógeno
Mg(OH)2
Monosulfuro de cobalto
Yoduro de hidrógeno
AlBr3
59
1. EL ENLACE QUÍMICO.
Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la Naturaleza están formadas por
átomos unidos.
Los átomos no pueden tener en su última capa electrónica más de 8 electrones, salvo el
hidrógeno, pero intentan tener esos 8 electrones, salvo el hidrógeno, que sólo puede tener dos
electrones en su última capa, ya que es la primera y sólo le caben dos electrones. Para
conseguirlo se unen a otros átomos y forman los compuestos químicos. Las intensas fuerzas
que mantienen unidos los átomos se denomina enlace químico.
Pero, ¿por qué se unen los átomos?, ¿por qué buscan tener esos 8 electrones en su última
capa?
Los átomos se unen porque cuando están unidos
adquieren una situación más estable que cuando
estaban separados. Esta situación de estabilidad suele
darse cuando el número de electrones en su último
nivel es igual a 8, estructura que coincide con la de los
gases nobles. Los gases nobles tienen muy poca
tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse
en la Naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a
excepción del helio, tienen 8 electrones en su último
nivel.
Esta
configuración
electrónica
es
extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad.
Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces
que unen sus átomos. Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace
covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias
que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas (sólidos iónicos: fluorita, sal común…),
covalentes (sustancias moleculares: agua, gas nitrógeno…; sólidos de red covalente: cuarzo,
diamante…) y metálicas o metales (sólidos metálicos: cobre, iridio…)
60
2. ENLACE IÓNICO. CRISTALES.
Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos
(especialmente los situados más a la izquierda en la tabla
periódica – periodos 1, 2 y 3 –) se encuentran con átomos no
metálicos (los elementos situados a la derecha de la tabla
periódica, especialmente los periodos 16 y 17).
En este caso, los átomos del metal ceden electrones a los átomos
del no metal, transformándose en iones positivos y negativos,
respectivamente.
Al formarse iones de carga opuesta, estos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando
fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas se
denominan enlaces iónicos.
Pero cada catión atrae a todos los aniones, y cada anión
a todos los cationes, de resultas de lo cual, no se une un
anión con un catión, sino que se enlazan todos formando
un cristal (forma de materia cuyas partículas forman una
estructura interna perfectamente ordenada tridimensional)
en el que se alternan cationes y aniones.
¿Por qué metales y no metales se unen de esta forma? Los átomos de los elementos de la
parte izquierda de la tabla periódica tienen en su última capa muy pocos electrones, pero en
su penúltima capa tienen 8. Así pues, si pierden los electrones de su última capa, ésta
desaparece y la penúltima se convierte en la última, con 8 electrones. Por eso, estos
elementos con facilidad pierden electrones y se convierten en cationes.
Ejemplo:
La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se
ponen en contacto con los átomos del metal sodio. La
configuración electrónica del cloro (Z = 17) es: 1s2 2s2 p6
3s2p5, esto es, tiene 7 electrones en su capa de valencia;
la configuración electrónica del sodio (Z = 11) es: 1s2 2s2
p6 3s1, esto es, tiene un único electrón en su capa de
valencia (y ocho en la penúltima capa). Así que, el sodio
cede su electrón de la última capa, convirtiéndose en el
catión Na+, y el cloro coge dicho electrón convirtiéndose
en un anión, Cl− . Se forma así el compuesto NaCl, o sal
común.
En realidad la formación de la sal no
es tan simple, reaccionan muchos
átomos de sodio con muchos átomos
de cloro, formándose muchos iones
de cargas opuestas y cada uno se
rodea del máximo número posible de
iones de signo contrario: cada ión Cl−
se rodea de seis iones Na+ y cada ión
de Na+ de seis iones Cl− . Este
conjunto constituye la red cristalina
de la sal común.
61
Act. 1. El enlace iónico se produce por:
a. Compartición de electrones.
b. Transferencia de electrones.
c. Transferencia de protones.
Act. 2. El enlace iónico se establece entre:
a.
b.
c.
d.
Un elemento metálico y un no metálico.
Átomos con igual electronegatividad.
Átomos metálicos.
Átomos iguales.
Act. 3. Entre cuáles de los siguientes elementos se establecerá un enlace iónico.
a.
b.
c.
d.
Litio y flúor.
Sodio y cloro.
Sodio y potasio.
Oxígeno y cloro.
Act. 4. Señala cuáles de los siguientes compuestos será de tipo iónico.
a.
b.
c.
d.
e.
CaO (óxido de calcio).
O2 (oxígeno).
NaF (fluoruro de sodio).
N2O (óxido de dinitrógeno)
NH3 (amoniaco).
3. ENLACE COVALENTE. MOLÉCULAS.
Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no
metálicos (elementos de la parte derecha de la tabla periódica) o el hidrógeno.
Estos átomos tienen en su nivel más externo muchos electrones
y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para
completar los 8 electrones de la capa de valencia y adquirir así
la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble.
Cuando dos átomos de este tipo se acercan, ambos desean
quitarle al otro electrones, pero ninguno de los suelta sus
electrones, por lo que, finalmente, se unen compartiendo
electrones (es como si ambos tiraran de los electrones del otro
pero al no quererlos soltar ninguno de los dos terminan por
compartirlos).
Como sólo puede haber 8 electrones en la última capa, el número de
átomos que se enlazan está limitado y se forman moléculas
(agrupaciones de átomos que pueden pertenecer al mismo elemento o
a varios diferentes), individuales e indistintas.
62
Ejemplo:
El agua se forma cuando dos átomos de hidrógeno se ponen en contacto con un átomo de
oxígeno. La configuración electrónica del oxígeno (Z = 8) es: 1s2 2s2 p4, esto es, tiene 6
electrones en su capa de valencia; la configuración electrónica del hidrógeno (Z = 1) es: 1s1,
esto es, tiene un único electrón en su capa de valencia. Así que, como el hidrógeno no va a
ceder su único electrón y el oxígeno prefiere coger dos electrones a ceder seis para tener 8
electrones en su capa de valencia, terminan compartiendo los electrones. Así el oxígeno
posee cuatro electrones propios y dos pares de electrones compartidos con los átomos de
hidrógeno.
Dos átomos pueden compartir no una pareja de electrones, sino dos o tres pares. Se forman
entonces los enlaces dobles o triples, que unen los átomos aún con más fuerza.
Metano (CH4)
Act. 5. Clasifica los siguientes compuestos según el tipo de enlace que forman.
KI
CO2
Al2O3
NH3
Tipo enlace
Act. 6. Indica cuáles de las siguientes sustancias forman moléculas y cuáles forman redes
cristalinas:
a. Cl2
c. MgCl2
b. K2O
d. PH3
Act. 7. ¿En cuál de los siguientes compuestos existe un enlace covalente?
a. Yoduro potásico.
b. Tricloruro de
aluminio.
c. Metano.
63
4. ENLACE METÁLICO.
El enlace covalente nos explica la formación de moléculas y las uniones entre átomos de la
parte derecha de la tabla periódica (no metales) y el enlace iónico la unión entre átomos de
ambos extremos de la tabla periódica. Pero ni uno ni otro nos permite explicar la existencia de
los metales ni las propiedades características de estos (su alta conductividad eléctrica y
térmica, ductilidad, maleabilidad…)
Los metales, que constituyen la izquierda y el
centro de la tabla periódica, forman sólidos duros,
tenaces y buenos transmisores del calor y la
electricidad, como el hierro, el cobre o el oro. Por
eso es muy importante conocer sus propiedades y
cómo se forman esos sólidos metálicos.
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general, 1, 2 ó 3.
Estos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) convirtiéndose en
iones positivos.
Si están en presencia de un no metal (elemento de la parte derecha de la tabla), éste recogerá
los electrones y se formará un enlace iónico.
Si no hay no metales, los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando una
red metálica (cristal de cationes). Los electrones desprendidos de los átomos forman una
nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo, el conjunto
de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga
negativa que los envuelve. Esta nube de electrones, además de unir los cationes entre sí, será
la responsable de la conducción de la electricidad y el calor por parte de los metales.
64
Este modelo de enlace metálico se conoce como modelo de la nube o mar de electrones.
Act.8. ¿Cuál será la clase de enlace químico más probable que puede establecerse entre los
átomos de los siguientes elementos?
a.
b.
c.
d.
e.
Cloro – Potasio.
Cobre – Cobre.
Nitrógeno – Oxígeno.
Nitrógeno – Nitrógeno.
Helio – Helio.
Act. 9. Completa las siguientes frases:
- Los átomos tienden a ganar, ___________________ o _______________ electrones,
para adquirir la configuración del ________________________.
- Cuando un átomo gana electrones, se transforma en un _________________________.
- Cuando un átomo pierde electrones, se transforma en un ________________________.
- El enlace iónico tiene lugar mediante la unión de un ____________ más un __________.
- El enlace covalente tiene lugar mediante la unión de un __________ más un ________.
- El enlace metálico tiene lugar por la unión de un ______________ más un ___________.
- En el enlace covalente los átomos ____________________ los electrones más externos.
Act. 10. Un sólido metálico está formado por:
a)
b)
c)
d)
Iones positivos y negativos.
Iones positivos y una nube de electrones.
Iones negativos y una nube de electrones.
Átomos neutros que comparten electrones.
Act. 11. ¿Por qué son los compuestos metálicos buenos conductores de la electricidad?
Act. 12. Indica el tipo de enlace que presentan las siguientes sustancias:
a. N2
b. HCl
c. Fe
d. Al
e. Mg
f. CaCl2
g. CuO
h. KI
i. Ag
65
5. PROPIEDADES DEL ENLACE QUÍMICO.
Las sustancias iónicas, covalentes y metálicas resultan de la unión de las partículas
integrantes por medio de enlaces iónicos, covalentes y metálicos, respectivamente. Las
características generales de los enlaces iónicos, covalentes y metálicos se pueden observar
en el siguiente cuadro - resumen:
Metales
Normalmente
solubles en agua
pero no en
disolventes
orgánicos.
Temperatura de
fusión
Al ser sólidos a
temperatura ambiente,
salvo el mercurio, su
temperatura de fusión
es alta, aunque varía
de unos a otros.
Su
temperatura
de fusión es
muy alta
(superiores a
900ºC).
La mayoría de estas
sustancias son gases y
líquidos. Los pocos
sólidos tienen
temperaturas de fusión
muy bajas
(inferiores a 300ºC)
En condiciones
ambientales todos son
conductores.
No conducen
la electricidad
(aislantes).
Aislantes, en general.
Sólo conducen las que
se disuelven en agua.
Son sustancias
sólidas y con
temperaturas de
fusión muy
variables
(entre 350ºC y
1400ºC).
En estado sólido no
conducen la
electricidad
(aislantes).
Disueltas en agua o
fundidas son
conductoras.
Dúctiles y maleables.
Muy duras.
Muy blandas
(las que son sólidas)
Solubilidad
Insolubles en
agua.
Generalmente
insolubles en agua
pero solubles en
disolventes orgánicos
(acetona, gasolina...)
Conductividad
eléctrica
Sustancias iónicas
Propiedades
físicas.
Insolubles en agua y
en disolventes
orgánicos.
Sustancias covalentes
Sustancias
Sustancias moleculares
atómicas
Algunos son solubles
entre ellos en estado
fundido, formándose
aleaciones.
Duras y frágiles.
Estado físico y ejemplos
Existen en los tres
estados. Ejemplos:
Sólidas.
Todos, salvo el
mercurio que es
líquido, son sólidos a
temperatura ambiente.
Ejemplos: cobre,
magnesio, hierro,
aluminio, plata...
Sólidas.
Ejemplos:
diamante,
grafito,
cuarzo...
Sólidas: azúcar,
harina, azufre, fósforo,
yodo, plásticos...
Líquidas: agua,
alcohol, aceite,
benceno, tolueno...
Gaseosas: oxígeno,
nitrógeno, cloro,
butano, amoniaco...
Ejemplos:
la mayoría de las
sales inorgánicas
(minerales),:
cloruros, nitratos,
sulfatos,
carbonatos...
66
Act. 13. ¿Por qué los compuestos iónicos suelen ser sólidos, duros y con altos puntos de
fusión?
Act. 14. El Na y el H pertenecen al mismo grupo, por lo que tienen propiedades parecidas. Sin
embargo, a temperatura ambiente, el Na2S es sólido y el H2S gaseoso. Razona a qué puede
ser debida esa diferencia.
Act. 15. Los compuestos iónicos conducen la corriente eléctrica en estado fundido o disueltos
pero son aislantes cuando están en estado sólido. Explica esta diferencia de conductividad.
Act. 16. En función del tipo de enlace explicar por qué:
a. El NH3 tiene un punto de ebullición más bajo que el NaCl.
b. El diamante tiene un punto de fusión mayor que el Cl2.
c. El CH4 es insoluble en agua y el KCl es soluble.
Act. 17. Razonar la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a. Los metales son buenos conductores de la electricidad.
b. Los compuestos iónicos conducen la corriente eléctrica en estado sólido.
6. MASA ATÓMICA Y MASA MOLECULAR. CANTIDAD DE
SUSTANCIA.
Los átomos son extraordinariamente pequeños y su masa, en consecuencia, pequeñísima,
tanto que si usamos como unidad para medirla las unidades de masa a las que estamos
acostumbrados (g, kg…), obtendríamos valores muy pequeños, difícilmente manejables.
Por esta razón, para medir la masa de los átomos, se adopta una nueva unidad de medida, la
unidad de masa atómica (u. m. a.)
1 u. m. a. es la doceava parte del
átomo de carbono – 12. Se
corresponde, aproximadamente, con la
masa del átomo de hidrógeno.
1 u. m. a. = 1,66 · 10-27 Kg
En un principio se asignó al hidrógeno 1 u. m. a. de masa, y se le utilizó como patrón para
calcular las masas atómicas de los demás elementos.
Como se obtenían masas moleculares no enteras para todos los gases, y debido a la dificultad
que conlleva el manejo del hidrógeno, se decidió elegir otro elemento como patrón para
calcular los demás. Se eligió el oxígeno y se le asignó una masa atómica de 16 u. m. a.
67
Finalmente, en 1961, la I. U. P. A. C. (International Union of Pure and Applied Chemistry)
adoptó como nuevo patrón el isótopo de carbono más común, el carbono – 12, y se le asignó
una masa atómica de 12 u. m. a.
En la actualidad, el patrón sigue siendo el carbono – 12, y la masa atómica del resto de los
elementos se calculan en relación a éste.
En el enlace covalente los átomos se unen entre sí formando moléculas individuales. La masa
de una molécula será la suma de las masas atómicas de los átomos que la forman.
En el enlace iónico, aunque cationes y aniones forman cristales, cada cristal tiene una unidad
básica formada por tantos cationes y aniones como sea necesario para que el conjunto sea
neutro. En este caso, la masa de una molécula será la suma de las masas atómicas del
conjunto de iones neutro.
Como la masa atómica se mide en u. m. a. la masa molecular también, por ejemplo: la masa
molecular de Fe2O3 será: 56 · 2 + 16 · 3 = 160 u. m. a.
Número de átomos de oxígeno
Masa
atómica del hierro
Masa atómica del oxígeno
Número de átomos de hierro
El número de moléculas de una sustancia es lo que se llama cantidad de sustancia. Como
las moléculas están formadas por átomos indestructibles, cada uno con una masa
determinada, las moléculas tienen su propia masa. Conociendo la masa molecular y su
cantidad, podemos también conocer la masa de la sustancia.
También podemos hacerlo a la inversa: si conocemos la masa de una sustancia y la masa
molecular de esa sustancia podemos saber la cantidad de moléculas presentes, es decir, la
cantidad de sustancia.
La masa molecular, tal y como hemos indicado anteriormente, se mide en u. m. a., pero la
cantidad de sustancia se suele medir en gramos.
La conversión de una unidad de masa a otra que se ha establecido es:
1 g = 6,023 · 1023 u. m. a.
Número de Avogadro (Nº de átomos en una muestra de 12 g de carbono – 12 )
Hablar de cantidad de sustancia con la masa molecular significa emplear números muy
grandes, ya que las moléculas son muy pequeñas. Para evitar hablar de números tan grandes
y difíciles de usar se ha definido el mol como unidad de cantidad de sustancia.
1 mol = 6,023 · 1023 moléculas
Este número no se ha elegido al azar. Es la equivalencia entre u. m. a. y gramo. Se ha elegido
de esta forma porque así, 1 mol de la sustancia que sea tiene una masa numéricamente igual
que la masa molecular, sólo que la masa molecular se mide en u. m. a. y la masa de mol en
gramos.
68
LA MASA DE 1 mol (en gramos) ES LA MASA MOLECULAR (en u. m. a.) Y, DE ESTA
FORMA RESULTA MUY FÁCIL PASAR DE CANTIDAD DE SUSTANCIA (que se medirá en
mol) A CANTIDAD DE MATERIA (que se mide en gramos).
Ejemplo:
Masa de 1 molécula de agua
1 mol de agua → 6,023 ⋅ 1023 moléculas de agua

⇒
Masa molecular del agua (H2O ) → 16 ⋅ 1 + 1 ⋅ 2 = 18 u. m. a.
⇒ Masa molecular de 1 mol de agua =18 · 6,023· 1023 u. m. a. = 18 g
Masa de 1 mol de agua
23
1g
x
x=
6,023 · 10 u. m. a.
23
18 · 6, 023 · 10 u. m. a.
18 ⋅ 6,023 ⋅ 1023
= 18 g
6,023 ⋅ 1023
La masa molar de una sustancia es la masa de una mol de sustancia. PARA TODAS LAS
SUSTANCIAS, LA MASA MOLAR EN GRAMOS POR MOL ES NUMÉRICAMENTE IGUAL A
LA MASA MOLECULAR EN u. m. a.
Ejemplos:
a) ¿Cuántos moles de calcio hay en 500 g de calcio? (Masa atómica del calcio ≈ 40 u. m. a.)
1 mol Ca ---------------x
----------------
40 g 
500
= 12,5 moles de calcio.
 ⇒ x=
500 g
40
b) ¿Cuántos gramos de monóxido de carbono, CO, tenemos que pesar para tener 3 moles?
(Masa atómica del carbono ≈ 12 u. m. a.; masa atómica del oxígeno ≈ 16 u. m. a.))
Masa molecular del CO → 12 + 16 = 28 u. m. a.
1 mol CO ---------------- 28 g
 ⇒ x= 3 ⋅ 28 = 84 g de CO
3 mol CO ---------------- x 
Act. 18. Indica el número de átomos de cada molécula:
a. C2H4
b. PCl3
c. CO2
d. H2S
e. HNO2
f. H3PO4
Act. 19. Calcula la masa molecular de los siguientes compuestos:
a. H 2O
c. CH 4
e. Ca (OH )2
b. HCl
d. HNO2
f. NH3
69
Act. 20. Tenemos dos moles de moléculas de azúcar, C12H 22O11 , ¿cuántos gramos de azúcar
tenemos?
Act. 21. ¿Cuántos moles de moléculas tenemos en 40 g de agua? ¿Cuántas
moléculas hay?
1. Indica el ión que forma cada átomo para adquirir la configuración estable de gas
noble:
a. Br
c. I
e) N
b. Ca
d. S
f)
Mg
2. ¿Por qué se unen los átomos para formar compuestos?
3. Al combinarse los átomos de potasio (metal alcalino) con los átomos de bromo (un
no metal), ¿qué tipo de enlace es más probable que se establezca entre ellos?
4. ¿Cuál será el enlace químico más probable que puede establecerse entre los
átomos de los siguientes elementos?
a) Hierro – hierro.
c) Carbono – oxígeno.
e) Neón – neón.
b) Cloro – magnesio.
d) Flúor – flúor.
f) Hidrógeno – bromo.
5. Señala cuáles de los siguientes compuestos será de tipo iónico:
a. CaO (óxido de calcio)
b. O2 (oxígeno)
c. NaF (fluoruro de sodio)
d. N2O (óxido de dinitrógeno)
e. NH3 (amoniaco)
f. N2 (nitrógeno)
6. Indica el tipo de enlace que se dará en los siguientes átomos:
a. Cl y K.
b. F y Ca.
c. H y Cl.
d. He y K.
e. Ca y Ca.
f. S y P.
7. Si una sustancia es gaseosa a temperatura ambiente, ¿qué tipo de enlace habrá
entre sus átomos?
8. Un compuesto tiene yodo y magnesio. Señala cuáles de las siguientes
afirmaciones son correctas y cuáles falsas:
a. Es un compuesto iónico.
b. Tiene brillo.
c. Forma moléculas.
70
9. Un compuesto tiene cloro y nitrógeno. Señala cuáles de las siguientes
afirmaciones son correctas y cuáles falsas:
a. Es un compuesto covalente.
b. Conduce muy bien el calor.
c. Forma un cristal.
10. Indica qué tipo de enlace cabe esperar entre las siguientes parejas de átomos:
a. O y H
b. F y Ca
c. Mg y S
d. C y H
e. N y O.
11. Dados los siguientes elementos, escribe los iones más probables.
a. Li
c. F
e. O
g. I
b. Na
d. Be
f.
h. Ca
Mg
12. Los siguientes átomos están unidos mediante enlace covalente. Explica su
formación.
a. NH3
b. CH4
c. H2O
13. Qué enlace se formará si se unen átomos de los siguientes elementos:
a. Iodo e Hidrógeno.
b. Sodio y Flúor.
c. Hidrógeno y Cloro.
d. Flúor y Flúor.
e. Sodio.
f. Argón y Oxígeno.
14. Indica el tipo de enlace que existe entre los siguientes átomos:
a. Na y Cl.
b. O y S.
c. I e I.
d. Au y Au.
15. Indica si existen moléculas en las siguientes sustancias químicas:
a. Fe .
b. CuCl 2 .
c. SO2 .
d. H 2SO4
16. Calcula la masa:
a. 2 moles de agua.
b. 4 moles de N2 .
c. 6 moles de cobre.
d. 4 moles de sal común.
17. Calcula el número de moles de átomos:
a. 8 g de hierro.
b. 12 g de sodio.
c. 4 g de H 2 .
d. 100 g de CH 4 (metano).
18. Cuáles de los siguientes compuestos son iónicos:
a. CO
b. H2O
c. LiCl
d. SO2
e. KI
19. Tenemos 250 g de amoniaco. Calcula el número de moles de moléculas y el
número de moléculas.
71
20. Tenemos una botella de agua de un litro y medio. Calcula:
a.
b.
c.
d.
Masa en gramos.
Moles de moléculas.
Número de moléculas.
Número de átomos
21.
El cianuro de hidrógeno, HCN, es un líquido incoloro, volátil, con un ligero olor a
almendras amargas. Las frutas que tienen una semilla grande, como el aguacate o el
albaricoque, generalmente tienen pequeñas cantidades de cianuro de hidrógeno en
sus semillas. El compuesto es sumamente venenoso. ¿Cuántas moléculas hay en 56
mg de HCN, la dosis tóxica promedio?
22.
Tenemos 80 gramos de CO2:
a. Calcula el número de moles.
b. Calcula el número de moléculas.
c. Calcula el número total de átomos.
23.
Calcula el número de moléculas y la masa que hay en 7 moles de una sustancia cuya
masa molecular es de 643,5 u. m. a.
24.
Calcula el número de moles que habrá en:
a. 49 g de H2SO4.
b. 20·1020 moléculas de H2SO4.
25. Calcula el número de moles y moléculas que hay en 25 g de NH3.
26. ¿Cuántos gramos de N2O4 habrá en 0,5 moles?
27. ¿Cuántas moléculas de O2 habrá en 64 g?
28. ¿Cuántos gramos de H2O habrá en 3,0115·1023 moléculas de agua?
29. ¿Cuántos moles de oxígeno hay en 0,4 moles de H2SO4?
30. Indica cual de las siguientes muestras tiene más masa:
a. 46 ·1024 moléculas de agua.
azufre.
b)
25 moles de
31. De un recipiente que contiene 32 g de metano, CH4, se extraen 9·1023 moléculas.
Calcular:
a. Los moles de metano que quedan.
b. Las moléculas de metano que quedan.
c. Los gramos de metano que quedan.
32. ¿Cuántas moléculas de HNO3 contienen 126 g de este ácido? ¿Cuántos átomos
de cada clase contienen?
72
33. La fórmula de la cafeína es C8H10N4O2. Determina:
a.
b.
c.
d.
e.
La masa de un mol de cafeína.
El número de átomos presentes en una molécula de cafeína.
El número total de átomos presentes en un mol de cafeína.
La masa de 0,125 mol de cafeína.
El número de moles que hay en 50 g de cafeína.
34. Calcula el número de moles y de moléculas que hay en 204,1 gramos de una
sustancia cuya masa molecular es 774,5 u. m. a.
35. ¿Qué cantidad de sustancia (mol) hay en 31 g de CO2? ¿Cuántas moléculas de
CO2 hay en esos 31 g? ¿Cuántos átomos de carbono y cuántos de oxígeno hay?
36. Averigua la masa que corresponde a 2,5 moles de ácido clorhídrico (HCl).
¿Cuántas moléculas hay? ¿Y átomos?
37. En 10 moles de H2SO4:
a. ¿Cuántas moles de moléculas hay?
b. ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno hay?
c. ¿Cuántos gramos de azufre hay?
38. ¿Cuántos moles de sulfuro de sodio, Na2 S , corresponden a 2, 709 ⋅10 24 moléculas
de sulfuro de sodio? ¿Cuántos moles de sodio?
39. Si tenemos 1 g de hidrógeno, ¿cuántos gramos de uranio se necesitarán para
tener el mismo número de átomos de uranio que de hidrógeno?
40. Se dispone de 3 moles de H2S. Calcula:
a. Cuántos gramos de H2S existen en esos 3 moles.
b. El número de moléculas de H2S que forman los 3 moles.
c. Los moles de H y S que tenemos en los 3 moles.
41. ¿Cuántas moléculas hay en 1 mg de aspirina, C9H8O4?
42. ¿Cuántas moléculas hay en 1 mg de agua? ¿Y en 0,25 moles de metano, CH4?
¿Cuántos átomos hay en cada uno de los dos casos anteriores?
43. Calcula la masa molecular del carbonato cálcico, CaCO3 .
a. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 0,5 moles de moléculas de carbonato
cálcico? ¿Cuál será su masa?
b. ¿Cuántos moles de CaCO3 son 150 g?
73
1. CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS.
Con mucha frecuencia la materia sufre transformaciones. Dependiendo del resultado
que se obtenga, diremos que se trata de un cambio físico o de un cambio químico.
Un cambio físico es una transformación en la que no varía la naturaleza de la
materia. Antes y después del cambio la composición química de la materia es
la misma. Ejemplos: la evaporación del agua, la fusión de un metal, cortar una
vela, romper un cristal, derretir un helado…
Evaporación del agua
Un cambio químico es una transformación en la que varía la naturaleza de la
materia. Antes del cambio la materia tiene una composición química y después,
otra diferente. Los cambios químicos también reciben el nombre de reacciones
químicas. Ejemplos: combustión de la gasolina, corrosión del hierro, la
fotosíntesis, la digestión de los alimentos…
Oxidación del hierro
74
Act. 1. Clasifica los siguientes procesos en cambios físicos (F) o químicos (Q):
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
La mezcla de aceite, vinagre y sal que echamos en la ensalada.
La leña que se quema en la chimenea.
El cacao que disolvemos en la leche.
Moler café en grano con un molinillo.
Una lata de conserva expuesta a la intemperie durante cierto tiempo.
En la electrolisis el agua se descompone en hidrógeno y oxígeno.
Al presionar un muelle de un amortiguador, éste queda comprimido.
En la digestión, los alimentos se transforman en el estómago en
nutrientes.
i. El agua caliente que sale de la ducha se transforma en vapor de agua y
empaña los cristales del espejo.
j. La combustión de la gasolina que se produce en el motor de un coche
produce gases que son expulsados por el tubo de escape.
k. En la respiración de los seres vivos, la glucosa se combina con el
oxígeno produciendo dióxido de carbono, agua y energía.
2. LAS REACCIONES QUÍMICAS.
Aunque no siempre sucede, es frecuente que cuando se produce una reacción
química tenga lugar un cambio muy notorio que nos indica que algo nuevo se está
formando: gran desprendimiento de energía luminosa, desprendimiento de calor,
formación de gases…
Cuando se produce una reacción química, unas sustancias se transforman en otras
diferentes. Las sustancias que reaccionan se llaman reactivos, y las que se obtienen
productos.
Las reacciones químicas siempre suelen ir acompañadas de intercambios de energía,
mediante un desprendimiento o una absorción de energía, debido a que la energía que
poseen los reactivos es distinta que a la que poseen los productos.
En una reacción química se destruyen las moléculas de los reactivos, pero no sus
átomos, los cuales se reagrupan para formar moléculas nuevas. Para que esto suceda
las moléculas tienen que chocar previamente entre ellas.
Según la teoría de las colisiones, las reacciones químicas se producen cuando las
moléculas de los reactivos chocan entre sí y se rompen. Los átomos que se han
liberado se reorganizan, formando nuevas moléculas.
75
Pero no todos los choques rompen las moléculas, solamente cuando las moléculas
poseen una orientación adecuada y una velocidad suficiente el choque es eficaz y
se podrán romper los enlaces de los reactivos para formar los productos.
La velocidad de las partículas es un factor muy importante para determinar si una
reacción se produce o no. Cuando la velocidad es grande, también lo es la energía
cinética; por tanto, los choques entre ellas son más eficaces.
De forma general, la velocidad de las reacciones (velocidad de reacción) se puede
incrementar:
Elevando la temperatura. Con una temperatura más elevada las partículas se
mueven con mayor velocidad.
Aumentando el grado de división. Es decir, cuando los reactivos son sólidos,
si están finamente divididos reaccionarán con mayor rapidez que si no lo están,
ya que la superficie de contacto aumenta. De forma similar, un sólido
reaccionará más rápidamente si está en disolución, pues de esta manera las
partículas que lo forman ya están separadas. En un gas, la velocidad de
reacción será mayor cuanto mayor sea la presión, ya que las partículas estarán
más próximas unas de otras y habrá más choques entre ellas.
Mediante la presencia de catalizadores. Los catalizadores son sustancias
que modifican la velocidad de una reacción pero no intervienen en ella ya que
no sufren ningún cambio aparente en su composición o peso y se recuperan
tras la reacción química.
Aumentando la concentración. A mayor concentración (mayor presencia de
moléculas por unidad de volumen), mayor velocidad de reacción de uno de los
reactivos. La concentración se refiere a la cantidad de átomos y moléculas
presentes en un compuesto o mezcla.
Una reacción química conlleva una ruptura de los enlaces de los reactivos y una
formación de nuevos enlaces de los productos. Para romper enlaces se necesita
administrar energía, mientras que la formación de enlaces, normalmente, conlleva un
desprendimiento de energía.
76
Desde el punto de vista calorífico, las reacciones químicas se clasifican en:
Reacciones exotérmicas: son las reacciones en las que desprenden
calor por sí mismas.
Reacciones endotérmicas: son las reacciones en las que se necesita
una absorción de calor externo para poderse llevar a cabo.
La fotosíntesis es una reacción endotérmica La energía necesaria para que transcurra la reacción la
proporciona la luz solar.
La combustión se trata de una reacción exotérmica en la que se libera energía calorífica.
Act. 2. Indica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a. En algunos cambios físicos se producen sustancias nuevas, diferentes de las
de partida.
b. Para que se realice una reacción química, son necesarios al menos dos
reactivos.
c. En algunas reacciones químicas no se producen sustancias diferentes a las de
partida.
d. En todas las reacciones químicas se intercambia energía con el entorno de la
reacción.
77
3. LA ECUACIÓN QUÍMICA.
Para describir las reacciones químicas se emplean las ecuaciones químicas. Una
ecuación química es una representación simbólica de una reacción química.
Una ecuación química consta de dos miembros. En el primero se escriben las fórmulas
de las moléculas de los reactivos y en el segundo las de los productos. A veces,
aparece entre paréntesis el estado de agregación de los compuestos que intervienen
en la reacción química.
A la izquierda de cada fórmula se escribe su coeficiente estequiométrico
que es un número que indica la proporción en moléculas, o en moles,
en la que interviene esa sustancia en la reacción. Si es 1 no se escribe.
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
A la derecha de cada fórmula se puede
indicar el estado: sólido (s), líquido (l)
o gas (g)
Reactivos
(A la izquierda de la ecuación se escribe
la fórmula de las sustancias que reaccionan)
Productos
(A la derecha de la ecuación se escribe
la fórmula de las sustancias que se forman)
Entre los reactivos y los productos se escribe una flecha que se lee “para dar”
La ecuación del este esquema se lee: “1 molécula (ó 1 mol) de nitrógeno en estado
gaseoso reacciona con 3 moléculas (o mol) de hidrógeno en estado gaseoso para dar
2 moléculas (o mol) de amoniaco en estado gaseoso”.
Observemos que la masa de los reactivos es la masa de 2 átomos de nitrógeno (N2)
más la masa de 6 átomos de hidrógeno (3 H2) y la masa de los productos es la masa
de 2 átomos de nitrógeno más la masa de 6 átomos de hidrógeno (2 NH3).
EN UNA REACCIÓN QUÍMICA SE CONSERVAN LOS ÁTOMOS Y LA MASA Y
CAMBIAN LAS SUSTANCIAS, POR ESO LOS REACTIVOS Y LOS PRODUCTOS
TIENEN DISTINTA FÓRMULA.
Act. 3. La colilla y cenizas de un cigarrillo pesan 0,65 g mientras que el cigarrillo
pesaba 1,05 gramos. ¿Cómo se puede explicar eso? ¿Se verifica la ley de
conservación de la masa en la combustión de un cigarrillo?
Act. 4. Si hacemos reaccionar 20 gramos de oxígeno con 20 gramos de hidrógeno
¿cuántos gramos de agua se formarán? Justifica tu respuesta.
Act. 5. Razona la verdad o falsedad de la siguiente afirmación justificando tu
respuesta:
“En una reacción química deben conservarse los átomos y, por consiguiente, el
número de moléculas entre reactivos y productos”
78
4. AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS.
En 1772, el químico francés Antoine – Laurent Lavoisier, tras múltiples ensayos de
laboratorio, llegó a establecer la ley de conservación de la masa, que dice que,
en una reacción química, la materia no se crea ni se destruye, solamente se
transforma. En consecuencia, la masa permanece constante.
Una consecuencia de la ley de Lavoisier es que en las reacciones químicas debe
aparecer el mismo número de átomos en cada elemento en los reactivos y en los
productos. Así pues, debemos ajustar o equilibrar las ecuaciones químicas
colocando coeficientes estequiométricos.
Ejemplo: Combustión del alcohol etílico (etanol)
Pasos a seguir
Ejemplo
1. Escribimos las fórmulas de los
reactivos y de los productos.
Reactivos
Productos
La reacción de la combustión del etanol da
como productos dióxido de carbono y agua.
C2H6O + O2
CO2 + H2O
2. Empezamos ajustando los
elementos que forman parte de un
solo compuesto y, dentro de ellos,
elegimos primero el más complejo.
Hay 2 átomos de C en los reactivos (C2H6O) y
1 átomo de C en los productos (CO2).
Debemos poner 2 CO2 para que haya 2
átomos de carbono también en los productos.
C2H6O + O2
2 CO2 + H2O
3. De forma similar ajustamos el H.
Hay 6 átomos de H en los reactivos (C2H6O) y
2 átomos de H en los productos (H2O).
Debemos poner 3 H2O para que haya 6
átomos de hidrógeno en los productos.
C2H6O + O2
2 CO2 + 3 H2O
4. Por último, ajustamos el O.
En los reactivos hay 1 átomo de O en C2H6O y
2 en el O2, luego, en total, hay 3 átomos de O.
En los productos hay 4 átomos de O en 2 CO2
y 3 en 3 H2O, luego, en total, hay 7 átomos
de O.
Debemos tener 7 átomos de O en los
reactivos y ya hay uno en C2H6O. Los otros
seis tienen que estar en la otra sustancia, por
lo que debe haber 3 moléculas de O2.
C2H6O + 3 O2
2 CO2 + 3 H2O
5. Comprobamos que con estos
coeficientes todos los elementos
están ajustados.
Elemento Reactivos Productos
C
2
2
H
6
6
O
7
7
79
Act.6. En la reacción de combustión de la glucosa (C6H12O6) en nuestro organismo se
forma dióxido de carbono y agua. Escribe el esquema de la reacción especificando
cuáles son los reactivos y cuáles los productos.
Act.7. Ajusta las siguientes reacciones químicas:
a. CO + O2
CO2
b. Reactivos: metano y oxígeno. Productos: dióxido de carbono y agua.
c. FeS + O2
SO2 + Fe2O3
Na2SO4 + H2O
d. H2SO4 + NaOH
e. El ácido clorhídrico y el zinc reaccionan para dar cloruro de zinc e hidrógeno.
f. Reacción de tostación entre el sulfuro de zinc y el oxígeno produciendo óxido
de zinc y dióxido de azufre.
g. Hierro + oxígeno
óxido de hierro (III)
Act.8. ¿Cuáles de las siguientes ecuaciones químicas están correctamente ajustadas?
Ajusta las que no lo estén.
a.
KClO3
KCl + 2O2
b.
3HNO3 + Fe
Fe(NO3)3 + H2
c.
H2S + 2HNO3
S + 2NO2 + 2H2O
d.
Cu + 2H2SO4
CuSO4 + SO2 +2H2O
5. CÁLCULOS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS.
La reacción química ajustada nos indica en qué proporción intervienen las sustancias
que participan en la reacción. Estas proporciones nos van a permitir resolver todos los
problemas relacionados con las cantidades de reactivos y de productos que
intervienen en una reacción química.
Estas operaciones que nos permiten calcular las cantidades de cada sustancia que
intervienen en una reacción química se denominan cálculos estequiométricos.
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS EN MASA.
Un modo muy común de realizar cálculos estequiométricos es expresar la masa de las
sustancias que intervienen en las reacciones.
Ejemplo:
El magnesio reacciona con el oxígeno para formar óxido de magnesio, MgO.
Disponemos de 8 g de oxígeno. Calcular:
a) ¿Cuántos gramos de magnesio harán falta para reaccionar con todo el oxígeno
disponible?
b) ¿Cuántos gramos de óxido de magnesio se obtendrán?
80
1º ESCRIBIMOS LA ECUACIÓN QUÍMICA DE LA REACCIÓN Y LA AJUSTAMOS. A
CONTINUACIÓN, DEBAJO DE CADA SUSTANCIA, ESCRIBIMOS LOS DATOS
QUE CONOCEMOS.
2 Mg +
O2
→ 2 MgO
2 mol
1 mol
2 mol
8g
¿?
2º EXPRESAMOS EN mol LA CANTIDAD DE LAS SUSTANCIAS QUE
INTERVIENEN EN LA REACCIÓN.
Para ello necesitaremos la masa molar del O2 (tomamos los datos de la tabla
periódica):
1 mol O2
= 0,25 g de O2
32 g O2
3º ESTABLECEMOS EN mol LA PROPORCIÓN EN QUE REACCIONA LA
SUSTANCIA CONOCIDA CON LAS SUSTANCIAS QUE QUEREMOS CALCULAR.
DEBEMOS TENER EN CUENTA LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.
M(O2) = 16 · 2 = 32 g →
-
( 8 g O2 ) ⋅
Para calcular la cantidad de óxido de magnesio:
( 0,25 mol O2 ) ⋅ ( 2 mol MgO )
1 mol O2
0,25 mol O2
=
⇒x=
= 0,5 mol de MgO
2 mol MgO
x mol Mg
1 mol O2
-
Para calcular la cantidad de magnesio que se necesita:
( 0,25 mol O2 ) ⋅ ( 2 mol Mg)
1 mol O2 0,25 mol O2
=
⇒x=
= 0,5 mol de Mg
2 mol Mg
x mol Mg
1 mol O2
Finalmente, calculamos las cantidades de sustancias en gramos:
a) Para calcular la masa de magnesio necesitamos calcular la masa molar del
Mg (tomamos los datos de la tabla periódica):
M (Mg) =24,3 g →
( 0,5 mol Mg) ⋅
24,3 g Mg
= 12,15 g de Mg
1 mol Mg
b) Para calcular los gramos de óxido de magnesio necesitamos calcular la
masa molar del MgO (tomamos los datos de la tabla periódica):
M(MgO) =24,3 + 16 = 40,3 g → ( 0,5 mol MgO ) ⋅
40,3 g MgO
= 20,15 g de MgO
1 mol MgO
81
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS EN VOLUMEN.
Avogadro estudió el comportamiento de los gases en las reacciones químicas y dedujo
que cuando en una reacción química intervienen varios gases que se encuentran en
las mismas condiciones de presión y temperatura, la proporción en cantidad de
sustancia (mol) en la que se combinan es la misma que la proporción en volumen.
Un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura (1 atm y
0º C) ocupa siempre 22,4 litros. Al volumen de 1 mol de un gas se le denomina
volumen molar.
Vmolar = 22,4 litros
Ejemplo:
En la reacción de formación del agua, calcula en volumen de H2, medido en
condiciones normales, que reacciona con 5 litros de oxígeno, medidos también en
condiciones normales.
Escribimos la reacción ajustada y planteamos la proporción:
2 H2 +
O2
→ 2 H2O
2 mol
1 mol
2 mol
¿?
5 litros
( 2 mol H2 ) ⋅ ( 5 litros H2 )
2 mol H2 x litros H2
=
⇒
= 10 litros de H2
1 mol O2 5 litros O2
1 mol O2
Act. 9. El amoniaco, NH3, se forma a partir de la reacción química entre el nitrógeno
N2 y el hidrógeno H2
a. Si empleamos 1 mol de N2 y 1 mol de H2, ¿se formarán 2 moles de NH3?
b. Si empleamos 1 mol de N2 y 3 moles de H2, ¿se podrán formar 2 moles de
NH3?
Act. 10. El azufre reacciona con el oxígeno, O2, para formar el gas dióxido de azufre,
SO2. Si partimos de 160 gramos de azufre, ¿cuantos gramos de oxígeno
necesitaremos? ¿Cuántos gramos de dióxido de azufre se formarán?
S (s) + O2 (g)
SO2 (g)
Act. 11. Si en la reacción de corrosión del cinc por medio del ácido clorhídrico se
consumen 73 g de ácido clorhídrico por cada 65,4 g de cinc, produciéndose 136,4 g
de cloruro de cinc, ¿se producirá algún otro producto? ¿Qué masa?
82
Act. 12. Calcula el volumen de hidrógeno que se desprende en condiciones
normales, al reaccionar 6,54 gramos de zinc con la cantidad suficiente de
cloruro de hidrógeno, según la reacción:
Zn (s) + HCl (l)
ZnCl2 (s) + H2 (g)
Act. 13. Escribe y ajusta la reacción de combustión del azufre:
Azufre (s) + oxígeno (g) → dióxido de azufre (g)
Calcula:
a. La cantidad de azufre necesaria para obtener 2 litros de dióxido de azufre en
condiciones normales.
b. El volumen de oxígeno necesario.
1. ¿Qué diferencia fundamental hay entre un cambio físico y uno químico?
2. Distingue razonadamente los cambios físicos de los químicos:
a.
b.
c.
d.
e.
Evaporación de un perfume.
Combustión de la madera.
Mezcla de azúcar con café.
Oxidación de una viga de hierro.
Encendido de una cocina de
vitrocerámica.
f. Encendido de una cocina de gas.
g. Disolución de azúcar en agua.
h. Caramelización de azúcar para
hacer un flan.
i. Oscurecimiento de una manzana
al contacto con el aire.
j.
k.
l.
m.
n.
o.
p.
Pelado y troceado de una
manzana.
Dilatación de una barra de
hierro por el calor.
Formación de chispas al
forjar un hierro.
Fermentación de los
azúcares de la uva.
Cocción de un huevo.
Triturado de la uva para
obtener mosto.
Granizo.
3. Los cambios que se observan en la imagen son______________
83
4. Indica si se trata de cambios físicos o químicos. Explica por qué.
Freír un huevo
La masa para hacer un bizcocho se
convierte en un bizcocho.
Un papel se convierte en cenizas.
El acero se enmohece.
Combustión de una vela
5. En una reacción química, la masa:
a. Se conserva.
b. Se pierde.
c. Depende de los reactivos.
d. Depende de los productos.
6. Cuando el gas metano se quema en presencia de oxígeno, se forma dióxido de carbono y
agua.
a. ¿Cuáles son los reactivos y los productos?
b. ¿Qué tipo de reacción es?
c. Escribe la reacción química correspondiente (ajustada).
7. En una reacción química, ¿qué es la velocidad de reacción? Indica dos factores que pueden
influir en la velocidad de una reacción química indicando de qué manera la modifican.
8. ¿Por qué en una reacción química se conserva la masa?
84
9. Ajusta las siguientes reacciones químicas:
a. C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O
b. NH3 + O2 → N2 + H2O
c. KClO3 → KCl + O2
d. CH4 + O2 → CO2 + H2O
e. HCll + Na2CO3 → NaCl + CO2 + H2O
f.
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
g. H2SO4 + Fe → H2 + Fe2 (SO4)3
h. CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
10. Escribe y ajusta las siguientes reacciones químicas:
a. El gas hidrógeno reacciona con el gas nitrógeno para dar amoniaco.
b. El sodio reacciona con el agua produciendo hidróxido de sodio (NaOH) y gas
hidrógeno.
c. El carbonato de calcio (CaCO3) se descompone por la acción del calor para dar dióxido
de carbono y monóxido de calcio.
11. En los altos hornos se reduce el óxido de hierro (II), separando así el hierro y el oxígeno,
según la reacción:
FeO → Fe + O2
¿Cuántos kilos de óxido de hierro son necesarios para obtener una tonelada de hierro?
12. Dada la ecuación química: HCl + Na2CO3 → NaCl + CO2 + H2O
a. ¿Qué cantidad de HCl será necesaria para reaccionar completamente con 52 g de
Na2CO3?
b. ¿Qué cantidad de NaCl se formará?
13. El propano, C3H8, reacciona con el oxígeno para producir dióxido de carbono y agua.
a. Escribe la reacción ajustada indicando la proporción en moles.
b. ¿Cuántos moles de propano y de oxígeno se necesitarán para obtener 10 moles de
dióxido de carbono?
c. ¿Qué cantidad de sustancia (mol) de gas propano se habrá quemado si se obtienen 12
mol de dióxido de carbono? ¿Qué masa de oxígeno, en gramos, se habrá utilizado?
14. El monóxido de carbono reacciona con el oxígeno para formar dióxido de carbono. Si se
hacen reaccionar 84 g de monóxido, ¿cuántos litros de dióxido de carbono se obtendrán,
medidos en condiciones normales?
85
15. El carbonato de calcio (CaCO3) es el compuesto mayoritario del mármol. Cuando el
carbonato de calcio reacciona con el ácido clorhídrico (HCl), se obtiene cloruro de calcio
(CaCl2), agua y dióxido de carbono.
a. Escribe la ecuación química ajustada que describe el proceso.
b. Escribe la ecuación química ajustada que describe el proceso.
c. Calcula la masa de cloruro de calcio (en gramos) que se obtiene cuando se
hacen reaccionar 2 moles de carbonato de calcio con una cantidad suficiente
de ácido.
d. ¿Cuántos moles de dióxido de carbono se obtiene cuando reaccionan 10 g de
carbonato de calcio?
16. El ácido clorhídrico se obtiene haciendo reaccionar el ácido sulfúrico (H2SO4) con el cloruro
de sodio (NaCl), por medio de la reacción: NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + HCl.
a. ¿Cuántos gramos de cloruro de sodio hacen falta para obtener 1 kg de ácido
clorhídrico?
b. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico reaccionarán en ese caso?
17. Cuando se echa agua a la cal viva (óxido de calcio) se forma cal apagada (hidróxido de
calcio, Ca(OH)2).
a. Escribe la ecuación de la reacción y ajústala.
b. Calcula los gramos de cal apagada que se formarán si tenemos 10 g de cal viva.
c. Calcula la cantidad de agua que se necesita para apagar la cal viva que tenemos.
18. El amoniaco se descompone dando gas hidrógeno y gas nitrógeno.
a. Escribe y ajusta la reacción.
b. Calcula cuántos gramos de amoniaco se deben descomponer para obtener 7 g de
nitrógeno.
c. ¿Qué cantidad de sustancia (mol) de amoniaco representan esos gramos?
d. Calcula la cantidad de sustancia (mol) de gas hidrógeno que se obtiene cuando se
descomponen 34 g de amoniaco.
19. Cuando la pólvora se quema en un lugar abierto, lo hace según la reacción:
KNO3 + S + C → K2S + N2 + CO2
a. ¿Qué volumen de nitrógeno y de dióxido de carbono se produce en condiciones
normales en la combustión de pólvora que contiene 500 g de nitrato de potasio?
b. ¿Cuántos gramos de sulfuro de potasio se obtienen?
20. El cloruro de hidrógeno se descompone por electrolisis, obteniéndose hidrógeno y cloro
gaseosos.
a. Escribe la reacción ajustada.
b. Calcula el volumen de cada gas, medido en condiciones normales, que se obtiene
cuando se descomponen 2,5 litros de cloruro de hidrógeno.
21. Dada la siguiente reacción química:
Óxido de calcio + cloruro de hidrógeno → cloruro de calcio + agua
a. Escribe y ajusta la ecuación química correspondiente.
b. Si reaccionan 84 g de calcio, ¿cuántos gramos de cloruro de calcio se obtienen?
86
ÍNDICE
Unidad 1.
Unidad 2.
Unidad 3.
Unidad 4.
Unidad 5.
Unidad 6.
DIVERSIDAD Y UNIDAD DE ESTRUCTURA DE MATERIA.........................................
1. La materia y sus propiedades .....................................................................................
2. Magnitudes y medida...................................................................................................
3. Diversidad de la materia..............................................................................................
4. Los cambios de estado................................................................................................
ACTIVIDADES.................................................................................................................
MEZCLAS, DISOLUCIONES Y SUSTANCIAS PURAS.................................................
1. Sustancias puras..........................................................................................................
2. Mezclas........................................................................................................................
3. Métodos de separación de mezclas.............................................................................
4. Mezclas homogéneas. Disoluciones............................................................................
5. Concentración de una disolución.................................................................................
6. Sustancias en la vida cotidiana....................................................................................
ACTIVIDADES.................................................................................................................
ESTRUCTURA DE LA MATERIA. EL ÁTOMO..............................................................
1. El átomo.......................................................................................................................
2. El átomo. Conceptos fundamentales...........................................................................
3. Formación de iones......................................................................................................
4. Estructura de la corteza del átomo. Configuración electrónica....................................
ACTIVIDADES.................................................................................................................
LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.......................................................................................
1. Clasificación de los elementos: metales, no metales, gases nobles...........................
2. el sistema periódico de los elementos.........................................................................
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS....................................................................
ACTIVIDADES.................................................................................................................
FORMULACIÓN INORGÁNICA DE COMPUESTOS SENCILLOS................................
1. Formulación de química inorgánica. Conceptos previos.............................................
2. Tipos de compuestos...................................................................................................
3. Nomenclatura...............................................................................................................
4. Óxidos..........................................................................................................................
5. Hidruros metálicos.......................................................................................................
6. Hidruros no metálicos..................................................................................................
7. Ácidos hidrácidos.........................................................................................................
8. Sales binarias...............................................................................................................
9. Peróxidos.....................................................................................................................
10. Hidróxidos..................................................................................................................
ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS...........................................
1. El enlace químico.........................................................................................................
2. Enlace iónico. Cristales................................................................................................
3. Enlace covalente. Moléculas........................................................................................
4. Enlace metálico............................................................................................................
5. Propiedades del enlace químico..................................................................................
6. Masa atómica y masa molecular. Cantidad de sustancia............................................
ACTIVIDADES.................................................................................................................
CAMBIOS QUÍMICOS EN LA MATERIA........................................................................
1. Cambios físicos y químicos..........................................................................................
2. Las reacciones químicas..............................................................................................
3. La ecuación química....................................................................................................
4. Ajuste de ecuaciones químicas....................................................................................
5. Cálculos en las reacciones químicas...........................................................................
ACTIVIDADES.................................................................................................................
1
1
2
4
5
8
13
13
14
16
18
20
24
26
32
32
33
35
37
39
42
42
42
43
46
48
48
49
49
50
51
51
52
53
53
54
59
59
60
61
63
65
66
69
73
73
74
77
78
79
82